Atomen
Atomen
Atomen zijn de bouwstenen van moleculen. Vanuit de eigenschappen van atomen kan ook veelal worden verklaard hoe deze samenkomen en bindingen vormen. Door de eigenschappen beter te begrijpen zal de bouw van een atoom worden behandeld. Vervolgens zullen enkele patronen worden weerlegd door de atomen in te delen in verschillende groepen. Vanuit deze indeling zal dieper worden gekeken naar bindingseigenschappen van atomen door verder in te gaan op de verdeling van elektronen in atomen. Tot slot zal de notatie van samengestelde atomen worden behandeld aan de hand van molecuulformules.
1. Bouw van een atoom
Atomen zijn opgebouwd uit protonen, neutronen en elektronen. De kern of nucleus van een atoom bestaat uit protonen en neutronen. De protonen in de kern geven een atoom een positieve lading. De positieve lading van een proton trekt een negatief geladen elektron aan. Deze elektronen bevinden zich rondom de kern in schillen. Deze (elektronen)schillen nemen ongeveer 99,9% van de ruimte van een atoom. De diameter van een atoom wordt dus bepaald door de diameter van de elektronenschillen. De schillen zijn wel honderdduizend (105) maal zo groot als de kern. Elektronen zijn nog weer kleiner dan protonen en neutronen. Atomen worden veelal vereenvoudigd weergegeven zoals te zien is in figuur 1. Deze schematische weergave weerspiegeld echter niet de realiteit, maar is een schematische weergave dat voor didactische (educatieve) doeleinden wordt gebruikt. Het weergeeft namelijk dat elektronen zich rondom de kern bevinden.
Figuur 1: Vereenvoudigde weergave van een atoom. Deze is opgebouwd uit een kern en elektronen.
In het figuur is namelijk te zien dat de protonen in een kern een positieve lading dragen en de elektronen een negatieve lading. Een gelijke negatieve- en positieve lading heffen elkaar op en vormen een neutraal atoom dat bij elkaar wordt gehouden door elektromagnetische (straling) energie. Voor elke proton in de kern is dus een elektron nodig om de lading te neutraliseren. Toch is het niet zo dat alle atomen het meest stabiel zijn wanneer de lading neutraal is. Deze atomen komen in de natuur dan ook veelal voor als geladen deeltjes of ionen. \[\mathrm{\underbrace{X}_{atoom}\ \underbrace{X^{-}of\ X^{+}}_{ion}}\] Atomen hebben namelijk een neiging om alle elektronenschillen zoveel mogelijk op te vullen met elektronen. Om beter te begrijpen hoeveel schillen alle elementen (atomen) hebben is het goed terugkerende patronen te herkennen.
1.1. Atomen kunnen worden ingedeeld op periodiciteit
Atomen vertonen terugkerende eigenschappen. Daarom zijn alle atomen ingedeeld in een tabel genaamd het periodiek systeem der elementen (zie figuur 2).
Figuur 2: Periodiek systeem der elementen. Het atoomnummer is weergeven linksonder het symbool.
Het atoomnummer is gelijk aan het aantal protonen in de kern. Zo heeft waterstof maar een proton en dus is het atoomnummer ook 1. Helium heeft twee protonen, dus heeft atoomnummer 2, enzovoort.
ion = geladen deeltje
1.2. Ionen kunnen een positieve of negatieve lading hebben
Eerder werd benoemd dat de lading van een atoom komt door het verschil in aantal protonen en elektronen. Wanneer een atoom geladen is (ion) dan wordt alleen het aantal elektronen aangepast, niet het aantal protonen, want dit zou het element veranderen. Wanneer een atoom meerdere protonen bevat dan elektronen dan krijgt het een positieve lading en heet het ook wel een kation. Wanneer het aantal elektronen de meerderheid vormen dan krijgt het atoom een negatieve lading en heet het een anion. Neem waterstof als voorbeeld, deze kan een positieve lading hebben en een negatieve lading. Dus de ladingen +1 en −1 in waterstof kunnen we dan weergeven als H+ en H− (zie figuur 3).
kation = positief
anion = negatief
Figuur 3: Verschillende ladingen van waterstof.
Hier zijn geen getallen voor de lading geplaatst, want deze hoeven niet worden te worden opgeschreven wanneer de lading +/−1 is, wanneer de lading groter is dan één dan wordt het getal wel achter de lading vermeld. Zuurstof heeft bijvoorbeeld altijd twee negatieve ladingen, dit wordt dan geschreven al O2−. In andere woorden, de lading zegt dat er twee elektronen in overschot zijn.
Voorbeeld 1. Toewijzen van protonen en elektronen
Geef het aantal protonen en elektronen van O2, O2− en OH−. We beginnen met het opzoeken van de atoomnummers van de elementen. We zien twee atomen; waterstof (atoomnr. 1) en zuurstof (atoomnr. 8). Het atoomnummer is gelijk aan het aantal protonen, dus deze hebben we opgelost. We zien zowel een molecuul (O2) als ionen (OH− en O2−). Bij moleculen is het aantal elektronen gelijk aan het aantal protonen. Deze worden door covalente bindingen gedeeld tussen atomen. Afhankelijk van de lading moeten er nog elektronen worden toegevoegd of worden verwijderd. In dit geval zien we dat er elektronen bij komen. Een elektron voor OH− en twee elektronen voor O2−. Zie onderstaande tabel voor de samenvatting.
| Aantal protonen | Aantal elektronen | |
| O2 | 8+8=16 | 16 |
| OH− | 8+1=9 | 9+1=10 |
| O2− | 8 | 8+2=10 |
1.3. Neutronen dragen bij aan de stabiliteit van de nucleus
Naast de protonen dat de kern een positieve lading geeft bestaat deze ook uit neutronen. Neutronen hebben geen lading en dragen dus ook niet bij aan de lading van het atoom zoals dat wel te zien is bij protonen en elektronen. De kern kan dan ook verschillende aantal neutronen hebben. Atomen met een verschillende aantal neutronen heten isotopen
Let op: het massagetal is niet gelijk aan de atoommassa(!)
Voorbeeld 2. Isotopen van waterstof
Waterstof bevat een proton en wordt dan ook wel geschreven als 1H. Waterstof met een extra neutron wordt ook wel deuterium genoemd en wordt dan geschreven als 2H en waterstof met twee extra neutronen (tritium) als 3H (zie figuur 4).
Het aantal neutronen is te bepalen door het verschil te berekenen tussen de waarde in superscript en het atoomnummer. Waterstof heeft een atoomnummer 1, en bij 3H zien we dat er drie protonen en neutronen zijn, dus het aantal neutronen is dan 3−1=2. Voor 2H doen we hetzelfde en zien we dat we 2−1=1 neutron hebben.
Figuur 4: Isotopen van het waterstofatoom.
Het aantal neutronen in de nucleus heeft invloed op de stabiliteit van het atoom. Zo is bijvoorbeeld lood met 125 neutronen erg onstabiel, maar lood met 206 neutronen juist erg stabiel. Bij atomen met een erg onstabiele kern kan deze uit elkaar vallen. Zo kunnen neutronen en protonen van de kern worden afgesplitst. In het geval de isotoop spontaan uit elkaar valt wordt er gesproken over radioactief verval.
Voorbeeld 3. Radioactieve bananen?
Bananen bevatten een kleine portie radioactieve kalium. Het meest voorkomende isotoop van kalium is kalium-39. Het radioactieve kalium dat in bananen voorkomt is kalium-40. Het komt echter in dusdanig kleine hoeveelheden voor dat dit niet schadelijk is voor de gezondheid.
Wat is het verschil in protonen en neutronen?
Gezien twee dezelfde elementen met elkaar worden vergeleken is er geen verschil in protonen. We kunnen dus afleiden van het massagetal dat er een verschil is van één neutron tussen kalium-39 \(\mathrm{ (\ {_{19}^{39}}K)} \) en kalium 40 \(\mathrm{ (\ {_{19}^{40}}K) }\).
Test je kennis
Tot welke groep behoren de volgende atomen?
| a. Lithium |
| b. Koolstof |
| c. Boor |
| d. Fluor |
Geef de juiste naam van de elementen dat hoort bij de symbolen.
| a. K |
| b. Fe |
| c. N |
| d. Br |
| e. Mg |
Schrijf achter onderstaande elementen het aantal protonen en elektronen
| ele. | protonen | elektronen | |
| a. O2− | |||
| b. He | |||
| c. Ni3+ | |||
| d. P+ | |||
| e. Hg2+ |
Verklaar waarom oplossingen van verschillende isotopen wel verschillen in massa, maar niet in volume.
De extra neutronen in de kern geeft de kern wel meer massa, maar de kernen minder dan 0,1% van het volume innemen verandert er vrijwel niets aan het volume.
Schrijf bij onderstaande elementen het aantal protonen, neutronen en elektronen. Geef ook aan of hier sprake is van een atoom of een ion.
- 208Pb
- 110Cd2+
- 13C4−
- 39K+
- 197Au3+
| Element | Protonen | Neutronen | Elektronen | atoom/ion |
| 208Pb | 82 | 208−82=126 | 82 | atoom |
| 110Cd2+ | 48 | 110−48=62 | 48−2=46 | ion |
| 13C4− | 6 | 13−6=7 | 6+4=10 | ion |
| 39K+ | 19 | 39−19=20 | 19−1=18 | ion |
| 197Au3+ | 79 | 197−79=118 | 79−3=76 | ion |
2. Elektronenconfiguraties
Zoals in de vorige sectie al kort werd genoemd omgeven elektronen zich rondom de kern in schillen. Doordat de verschillende ladingen van de protonen en elektronen elkaar aantrekken willen elektronen zich zo dicht mogelijk bij de kern bevinden. De elektronen bevinden zich in schillen en komen steeds verder van de kern af te liggen na mate de schillen worden gevuld. Elk elektronenschil kan namelijk tot een maximaal aantal aan elektronen worden opgevuld. De verdeling van elektronen in de schillen heet de elektronenconfiguraties. De configuraties zijn in de Binas tabel 99 weergegeven. De configuraties worden veelal schematisch weergegeven met het Bohr model dat is vernoemd naar de natuurkundige Niels Bohr.
2.1. Het Bohr model weergeeft de elektron configuratie
In deze weergave wordt de nucleus in het midden getekend. De elektronen worden opgevuld volgens de aufbau (opbouw) principe dat luidt dat elektronen eerst de schillen met de laagste energie opvullen. In andere woorden dit zijn de schillen die het dichtst bij de kern gelegen zijn. Zo kan het meest dichtstbijzijnde schil de K-schil maximaal twee elektronen dragen. Dus de capaciteit van de K-schil is twee elektronen. Dit kan dan als volgt worden weergeven.
De volgende schil is de L-schil en heeft een capaciteit van acht elektronen. Bij het tekenen wordt eerst de K-schil opgevuld, daarna wordt de L-schil opgevuld.
Daarna hebben we nog de M-schil dat een capaciteit heeft van 18 elektronen. Alleen gebeurt bij het opvullen van de M-schil iets bijzonders. Deze wordt niet direct opgevuld. Na tien elektronen worden twee elektronen opgevuld in de N-schil voordat deze verder wordt opgevuld. Een compleet gevulde M-schil ziet er dan als volgt uit.
Daarnaast zijn er nog de N, O, P en Q schillen met allemaal een capaciteit van 32 elektronen per schil. Voor de bovenste twee periodes (rijen) in het periodiek systeem is het aantal elektronen gelijk aan het aantal elementen in de periode. De verdeling van elektronen over de schillen heet de elektronenconfiguratie. Een overzicht van de schillen zijn weergegeven in tabel 1, daarnaast zijn deze schillen te vinden in Binas tabel 23.
| schil | K | L | M | N |
| capaciteit | 2 | 8 | 18 | 32 |
| Totaal aantal elektronen | 2 | 10 | 28 | 50 |
Voorbeeld 4. Tekenen van atomen
Teken de atomen volgens het Bohr model van een zwavel (S) atoom.
Zwavel bevindt zich in de derde periode met atoomnr. 16. We vullen dus de K-, L- en M schil. Teken eerst de kern met schillen.
Om de elektronen configuratie kloppen te maken kijken we eerst naar het aantal protonen, dus het atoomnummer en de lading. In de opgave is geen lading opgegeven. Dus het aantal elektronen is dan gelijk aan het aantal protonen. De K- en L schil worden volledig verzadigd met respectievelijk twee en acht elektronen en de M schil zal nog zes elektronen dragen. De configuratie is dus 2,8,6 elektronen.
Dit is dan hoe een model kan worden weergegeven. Let op: de verdeling van elektronen zijn niet strikt. Het belangrijkste is het besef dat de juiste schillen met de juiste hoeveelheid elektronen worden opgevuld. Teken het zo dat het in ieder geval overzichtelijk is.
Opmerking: Hoewel het niet verplicht is om het symbool te tekenen in de kern kan dit het wel duidelijker maken, vooral wanneer verschillende atomen worden getekend.
Voorbeeld 5. Elektronenconfiguratie schrijven
a. Geef de elektronenconfiguratie van Be2+.
Beryllium heeft atoomnummer 4 en omdat de het twee positieve ladingen verliest het twee elektronen, dus het heeft dan nog twee elektronen over. Alleen de K-schil wordt gevuld, dus de configuratie is dan Be: 2,2.
b. Geef de elektronenconfiguratie van Si.
Silicium heeft atoomnummer 14 en omdat de lading niet is gespecificeerd is het aantal elektronen gelijk aan het atoomnummer. Met 14 elektronen worden de K-, en L-schil volledig verzadigd. De buitenste schil wordt dus de M-schil. De configuratie is dan Si: 2,8,4.
2.2. Schillen bestaan weer uit subschillen
De elektronenschillen zijn gelijk aan de periodes in het periodiek systeem. Toch valt het op dat voor de eerste twee rijen nog wel te zien is dat het aantal elementen in de periode gelijk is aan het aantal elektronen per schil. Maar vanaf de derde periode begint het al op te vallen dat er een afwijking is van de capaciteit en het aantal elementen in de periode. De capaciteit van de M-schil is 18 elektronen, maar er zijn 10 elementen in de derde periode. Dit heeft te maken doordat alle schillen weer bestaan uit subschillen of orbitalen. Het s-orbitaal, draagt 2 elektronen. De K-schil bevat dan ook maar een s-subschil. De subschillen zijn:
- - Het s-orbitaal, draagt 2 elektronen (s2);
- - Het p-orbitaal, draagt 6 elektronen (p6);
- - Het d-orbitaal, draagt 10 elektronen (d10), vooral te zien bij transitiemetalen (overgangsmetalen);
- - Het f-obitaal, draagt 14 elektronen (f14), is te zien in actiniden en lantiniden.
De L-schil bevat een s-, en p-orbitaal. Met deze informatie kan tabel 1 worden geüpdatet.
| schil | K | L | M | N |
| capaciteit | 2 | 8 | 18 | 32 |
| Subschillen (s,p,d) | 1s2 | 2s2, 2p6 | 3s2, 3p6, 3d10 | 4s2, 4p6, 4d10, 4f14 |
| Totaal aantal elektronen | 2 | 10 | 28 | 50 |
Eerder werd benoemd dat na 10 elektronen in de M-schil twee elektronen worden toegevoegd aan de N-schil voordat de M-schil verder wordt opgevuld. De reden is omdat het 4s orbitaal een lagere energie heeft dan de 3d orbitaal. Welke schillen als eerst wordt opgevuld kan met onderstaande schema worden weergegeven. De volgorde waarin de subschillen worden opgevuld wordt weergegeven met de pijlen. Zo is te zien dat bij de K- en L-schil niets gebeurt met de volgorde, maar vanaf de M-schil verandert de volgorde waarom op schillen worden opgevuld. Na de 3p schil, vult eerst de 4s schil, pas daarna vult de 3d schil. Dus het is meer correct om de subschillen op te vullen dan alleen de schillen.
Voorbeeld 6. Complexere configuraties
Geef de elektronenconfiguratie van Cr en teken het Bohr atoom.
Chroom heeft atoomnummer 24. De lading is in dit geval niet gespecificeerd, dus het aantal elektronen is gelijk aan het atoomnummer. De K-, en L-schil zijn volledig verzadigd. Dan is er nog ruimte voor 14 elektronen. Nu is het verleidelijk om 14 elektronen in de M-schil te tekenen, maar dit is niet correct(!)
Na acht elektronen worden twee elektronen in de M schil worden twee toegevoegd aan de N schil. Gezien de M-schil een capaciteit heeft van 18 elektronen wordt dit de buitenste schil en worde deze niet volledig opgevuld. De configuratie is dan Cr:2,8,13,1.
Voorbeeld 7. Configuraties met subschillen
Geef de elektronen configuraties van de stoffen.
a. Stikstof
Stikstof heeft als atoomnummer 7, de K-schil is volledig gevuld en de L-schil is nog incompleet. De K-schil bestaat uit de subschil 1s. De L-schil bestaat uit de subschillen 2s en 2p. Het aantal elektronen per subschil wordt aangegeven met een superscript achter het subschil. De configuratie is dus
\[\mathrm{N:1s^2,\ 2s^2,\ 2p^3}\]
b. Scandium
Volgens de aufbau principe worden de schillen met de laagste energie eerste gevuld. De 4s orbitaal wordt eerst gevuld voordat de 3d orbitaal wordt gevuld met elektronen.
\[\mathrm{Sc:\ 1s^2,\ 2s^2,\ 2p^6,\ 3s^2,\ 3p^6,\ 4s^2,\ 3d^1}\]
2.3. Verzadigde subschillen zijn het meest stabiel
Alle atomen in de laatste groep, de edelgassen hebben alle subschillen volledig verzadigd met elektronen. De naam edelgassen hebben de naam ook hieraan te danken. Doordat alle banen verzadigd zijn met elektronen zijn deze erg stabiel en reageren nauwelijks, deze stoffen zijn dus inert. Alle andere atomen willen ook de schillen zo volledig mogelijk vullen totdat zij de zogenaamde edelgasconfiguratie hebben bereikt. Deze edelgasconfiguratie kan ook worden gebruikt om de elektronenconfiguraties weer te geven van atomen. Zo kan het aantal schillen dat wordt gevuld door de egelgassen worden vervangen met het symbool van het edelgas. Vervolgens hoeft alleen het ontbrekende aantal schillen worden ingevoerd om de configuratie van het element volledig te maken.
| Extra elektronen | Elektronenconfiguratie | ||
| volledig | verkort | ||
| He | 2 (K-schil) | \(\mathrm{1s^2}\) | \(\mathrm{1s^2}\) |
| Ne | 8 (L-schil) | \(\mathrm{1s^2,\ 2s^2,\ 2p^6}\) | \(\mathrm{\left[He\right]2s^2,\ 2p^6}\) |
| Ar | 8 (M-schil) | \(\mathrm{1s^2,\ 2s^2,\ 2p^6,\ 3s^2,\ 3p^6}\) | \(\mathrm{\left[Ne\right]3s^2,\ 3p^6}\) |
| Kr | 18 (M-, N-schil) | \(\mathrm{1s^2,\ 2s^2,\ 2p^6,\ 3s^2,\ 3p^6,4s^2,3d^{10},4p^6}\) | \(\mathrm{\left[Ar\right]4s^2,3d^{10},4p^6}\) |
Voorbeeld 7.2. – Herschrijven van configuraties
In het vorige voorbeeld werd de configuraties van stikstof en scandium geschreven. Deze kunnen als volgt worden herschreven. \[\mathrm{N:\ \underbrace{1s^2}_{He},\ 2s^2,\ 2p^3\rightarrow N:[He]2s^2,2p^3}\] \[\mathrm{Sc:\ \underbrace{1s^2,\ 2s^2,\ 2p^6,\ 3s^2,\ 3p^6}_{Ar},\ 4s^2,\ 3d^1\rightarrow Sc:[Ar]4s^2,3d^1}\]
De edelgasconfiguratie van atomen kan worden afgeleid van de positie van het atoom in het periodiek systeem ten opzichte van het meest dichtstbijzijnde edelgas. Het verschil in atoomnummer van het atoom en het edelgas is gelijk aan het aantal elektronen dat het atoom moet opnemen of afstaan om de buitenste schil volledig te vullen. Dit heeft als handigheid dat voor de eerste twee periodes in het periodiek systeem de buitenste schillen direct kunnen worden afgelezen door naar het edelgas te kijken in de elektronenconfiguratie.
De elektronen in de buitenste s-, en p-subschillen heten valentie-elektronen. Deze valentie elektronen bepalen in grote mate de bindingseigenschappen van atomen. De elektronen in de d-subschillen variëren in bindingseigenschappen. Wanneer de subschillen worden weergegeven dan worden de valentie elektronen weergegeven achter het edelgas.
Voorbeeld 7.3. – Valentie-elektronen
Met de configuratie van stikstof en scandium die in de vorige voorbeelden zijn gegeven zijn de valentie elektronen weergegeven. Wat zijn de valentie elektronen en valentie banen? \[\mathrm{N:[He]\underbrace{2s^2,2p^3}_{valentie elektronen}}\] Stikstof heeft dus vijf valentie elektronen. Nog drie elektronen zijn nodig, dus er zijn drie valentie banen beschikbaar. \[\mathrm{Sc:\left[Ar\right]\underbrace{4s^2,3d^1}_{valentieelektronen}}\] Scandium heeft dus drie valentie elektronen. In theorie heeft het nog 15 valentiebanen, maar scandium zal eerder de elektronen afstaan. Toelichting: Vergelijk maar eens de configuratie van Krypton. In de Binas zijn de configuratie weergegeven links onderin bij elk element. De configuratie van krypton is \[\mathrm{Kr:\left[Ar\right]4s^2,3d^{10},4p^6}\] en heeft dus 2+10+6=18 elektronen in de valentie baan.
Test je kennis
a. Cl
b. O…C…O
c. H…Cl
d. Ca…S
Kijk naar het aantal valentie banen/elektronen van elk element. a. 1,2; H-N=O b. 2,2; O=C=O c. 1; H-Cl d. 2; Ca=S
Atomen willen altijd in de edelgasconfiguratie verkeren. In andere woorden, ze willen altijd de elektronenschil zo volledig mogelijk verzadigen.
Voorbeeld: S:2,8,6 (Zie voorbeeld 4)
a. C
b. B
c. Al
d. Ar
De elektronenconfiguraties zijn gegeven in Binas tabel 99, deze staan links onderin elk element en kunnen direct worden overgenomen.
a. C:2,4
b. B:2,3
c. Al:2,8,3
d. Ar:2,8,18
H+
a. Een van de elementen in het figuur zijn niet juist weergegeven. Verklaar welk element dit is en waarom.
Element C, De twee elektronen in de N-schil ontbreekt.
Het aantal protonen is gelijk aan het atoomnummer. A. De lading is neutraal. Dus het aantal elektronen is gelijk aan het atoomnummer en dit is dus helium (He). B. atoomnummer=10+1=11, dus dit is natrium (Na). C. atoomnummer=28−2=26, dus dit is ijzer (Fe). Wanneer het gecorrigeerde element is gebruikt, dan komen er nog twee elektronen bij. Dan zou het element nikkel (Ni) zijn.
a. C
Let op, de edelgas configuratie kan worden gebruikt om de notaties makkelijker te schrijven. Echter, het is niet fout wanneer je het volledig uitschrijft, vandaar dat beide notaties zijn weergegeven. \[\mathrm{C:\ \underbrace{1s^{2}}_{He},\ 2s^{2},\ 2p^{2}\rightarrow C:[He]2s^{2},2p^{2}}\]
\[\mathrm{F:\ \underbrace{1s^{2}}_{He},\ 2s^{2},\ 2p^{5}\rightarrow F:[He]2s^{2},2p^{5}}\]
\[\mathrm{Si:\ \underbrace{1s^{2},\ 2s^{2},\ 2p^{6}}_{Ne},3s^{2}, 3p^{2}\rightarrow Si:[Ne]3s^{2},3p^{2}}\]