Chemici hebben altijd methoden gezocht om elementen te ordenen en hun overeenkomstige eigenschappen te tonen. Historisch gezien gebruikten wetenschappers de massa van atomen om elementen te ordenen, omdat de subatomaire deeltjes protonen, neutronen en elektronen gewoonweg nog niet waren ontdekt…..bijna niet voor te stellen!

  • In 1897 werd het elektron ontdekt door J.J. Thomson
  • In 1919 werd het proton ontdekt door Ernest Rutherford
  • In 1932 ontdekte James Chadwick het neutron.

Vraag aan de meeste chemici wie het periodieke systeem heeft ontdekt, en het antwoord zal onmiddelijk Dmitri Mendelejev zijn. Die was inderdaad de eerste die een herkenbare versie van de tabel publiceerde, maar of hij alle eer verdient, is een vraag.

Een aantal chemici vóór Mendelejev onderzochten al patronen in de eigenschappen van elementen die op dat moment bekend waren. De vroegste poging om de elementen te classificeren was in 1789, toen Antoine Lavoisier de elementen op basis van hun eigenschappen groepeerde in gassen, niet-metalen, metalen en ‘aarden’.

  • 'Aarden' duidde op een groep stoffen die men ooit als eenvoudig en onafbreekbaar beschouwde, maar die nu bekend staan als metalen van de aard- en zeebodem, calcium bijvoorbeeld.

In de navolgende decennia werden verschillende andere pogingen ondernomen om elementen te groeperen. In 1829 herkende Johann Döbereiner triaden van elementen met chemisch vergelijkbare eigenschappen, en toonde aan dat de eigenschappen van het middelste element konden worden voorspeld op basis van de eigenschappen van de andere twee.

Pas toen een nauwkeuriger lijst van de atoommassa van de elementen beschikbaar kwam op een conferentie in Karlsruhe, Duitsland in 1860, werd er echte vooruitgang geboekt in de richting van de ontdekking van het moderne periodiek systeem..

Er bestaat een grote diversiteit aan periodieke systemen, die voortvloeien uit de diverse grafische, wiskundige, fysische en chemische criteria die worden toegepast. Talrijke vooraanstaande wetenschappers, gedreven door hun verlangen om meer te begrijpen over de atomen waaruit alles om ons heen is opgebouwd, hebben uiteindelijk bijgedragen aan de vorming van het periodiek systeem zoals we dat vandaag de dag kennen.

 

Interactive Periodic Table of Elements

 

  • Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois was de eerste die een periodiek systeem ontwierp, bekend als de tellurische helix. Dit systeem wordt voorgesteld als een verticaal geplaatste cilinder met elementen gerangschikt in stijgende atoommassa langs een spiraal die om de cilinder heen loopt.
  • John Newlands formuleerde de theorie dat elementen in "octaven" gerangschikt konden worden. Na het ordenen van de elementen op basis van toenemend atoomgewicht suggereerde hij dat bepaalde eigenschappen zich bij elk achtste element herhaalden.
  • Julius Lothar Meyer merkte op dat wanneer elementen worden geordend op basis van hun atoomgewicht, ze groeperen in sets met vergelijkbare fysieke en chemische eigenschappen, die zich op periodieke intervallen herhalen.
  • Hendrik Moseley ontdekte de relatie tussen de röntgenspectra van elementen en hun atoomnummers

Dmitri Mendelejev was de eerste die een versie van het periodiek systeem publiceerde die we vandaag de dag kennen. Zijn opstelling bood zelfs ruimte voor elementen die nog niet waren ontdekt, en kon enkele van de kenmerken van deze onbekende elementen voorspellen, op basis van hun locaties in de tabel. De enige groep die ontbrak waren de edelgassen, een groep reukloze, kleurloze, bijna niet-reactieve gassen die later werden ontdekt.

Het periodiek systeem van Mendelejev is een systematische ordening van alle verschillende soorten atomen die op aarde voorkomen. Hij rangschikte de elementen ‘simpelweg’ op een oplopende atoommassa.

             Foto staat in een publiekelijk domein AZ Quotes

Volgens de overlevering had Mendelejev een visioen van een complete tabel waarin alle 65 toen bekende elementen waren geordend. De volgende ochtend zou hij onmiddellijk de tabel hebben opgeschreven

Zijn eerste publicatie van het periodiek systeem stond in 'één of ander' Russisch tijdschrift.............

De opkomst van kwantumfysica heeft geleid tot een vernieuwde methode voor het classificeren van elementen. De ontdekking van het elektron in 1897 en de daaropvolgende ontwikkeling van de steeds belangrijker wordende fysica, maakten het mogelijk om de rangschikking van elektronen rond de atoomkern écht te begrijpen.

Maar om een duidelijk inzicht te verkrijgen in de geschiedenis van de chemie en de evolutie ervan naar de kwantumfysica toe, is het nodig wat periodes terug te gaan in de tijd.

The Four Elements

De mentale betrokkenheid van de mensheid bij de natuur, en hoe dit alles er is dateert zéker van vóór de beschaving. Filosofisch, en ook het niet-religieus denken over de natuurlijke wereld, gaat terug tot het oude Griekenland. 

De oude Grieken waren van mening dat alles bestond uit vier elementen: aarde, water, lucht en vuur. Deze theorie, voorgesteld rond 450 voor onze jaartelling, werd later verder ontwikkeld en ondersteund door Aristoteles. Het idee dat de vier genoemde elementen alle materie vormden, was bijna tweeduizend jaar lang de hoeksteen van filosofie, wetenschap en geneeskunde.

Aristoteles classificeerde elementen door ze te beoordelen op hun eigenschappen: warm, koud, nat of droog.

  • Vuur en aarde waren droog.
  • Lucht en water waren nat.
  • Vuur en lucht waren heet.
  • Aarde en water waren koud

Transmutatie, het omzetten van het ene chemische element in het andere.

In de oudheid waren natuurfilosofen bezig met het onderzoeken van de aard van de materie en het zoeken naar de oorsprong en de fundamentele bouwstenen van het universum. Ze stelden vragen over de aard van de elementen, de oorsprong van het leven en de structuur van de kosmos.

Natuurfilosofen in de oudheid waren geïnteresseerd in het begrijpen van de aard van de elementen en de mogelijkheid van transmutatie, het veranderen van iets in iets anders. Ze stelden zich vragen over hoe de verschillende elementen met elkaar verbonden waren en hoe ze konden worden getransformeerd. Hoewel ze niet dezelfde experimentele methoden hadden als de latere alchemisten, waren ze zich bewust van het concept van transmutatie.

Natuurfilosofen zoals Empedocles en Heraclitus geloofden dat de vier elementen aarde, water, lucht en vuur konden worden samengevoegd of getransformeerd om verschillende vormen van materie te creëren. Ze zagen verandering en transformatie als inherente eigenschappen van de natuur. 

Na verloop van tijd begonnen sommige natuurfilosofen zich te interesseren voor praktische toepassingen van hun kennis, zoals het verkrijgen van medicijnen of materialen met speciale eigenschappen. Dit leidde tot de opkomst van de alchemie als een praktische tak van de natuurfilosofie. Alchemie combineerde elementen van de natuurfilosofie, chemie, mystiek en spiritualiteit.

Alchemie

De ontwikkeling van natuurfilosofie tot alchemie was een geleidelijk proces dat plaatsvond over een lange periode en werd beïnvloed door verschillende culturen en tradities. 

Alchemie werd door de eeuwen heen beïnvloed door verschillende culturen, zoals de Arabische, Chinese en Europese alchemie. In de Arabische wereld werden de alchemistische tradities uit de oudheid bewaard en verder ontwikkeld. In China waren alchemisten op zoek naar onsterfelijkheid en de transformatie van het lichaam. In Europa vond de alchemie haar hoogtepunt tijdens de middeleeuwen en de renaissance, waarbij alchemisten zoals Paracelsus en Isaac Newton prominent waren.

Het woord alchemie is afgeleid van de Arabische uitdrukking "al-kimia", die verwijst naar de bereiding van de steen of het elixer door de Egyptenaren.

De Arabische wortel "kimia" komt van het Koptische "khem" dat zinspeelde op de vruchtbare zwarte grond van de Nijldelta.

Esoterisch en hiëroglief verwijst het woord naar het duistere mysterie van de oorspronkelijke of Prima Materia (de Khem).

De kunst van de alchemie werd door de eeuwen heen doorgegeven van Egypte en Arabië naar Griekenland en Rome, en uiteindelijk naar West- en Midden-Europa. Er zijn dus verschillende bronnen, die elkaar aanvullen

In de Middeleeuwen begon men in te zien dat het Griekse systeem van klassieke elementen niet universeel was, dus verzonnen de alchemisten er drie bij om het Aristotelische systeem aan te vullen.

  • Mercury (kwikzilver)

  • Sulfer (zwavel)

  • Salt

Zwavel staat in de alchemie voor het spirituele, de ziel. Kwikzilver staat voor de geest. Zout staat voor materie.

Die stoffen werden sinds de oudheid geïdentificeerd als reactiemiddelen die in staat zijn om stoffen aanzienlijk in iets anders te veranderen. Ze waren zowel schaars als bijzonder, kwamen uit exotische plaatsen zoals vulkanen of zeldzame mijnen, en losten metalen op of creëerden zwavelzouten die de eigenschappen van gewone elementen aanzienlijk veranderden. Dit maakte ze mysterieus en veel mensen wijdden hun leven aan het proberen te begrijpen hoe ze werkten en wat je ermee kon doen. Kwikzilver, zwavel en zout vertoonden nieuwe eigenschappen, wat de alchemisten enthousiasmeerde.  Ze waren ervan overtuigd dat ze nu nieuwe substanties konden maken, of beter nog, met gemak waardevolle materialen zoals zilver en goud konden vervaardigen!!!

Alchemie interesseerde denkers en beoefenaars uit vele oude culturen omdat het vragen stelde die relevant waren voor de natuurfilosofie, zoals: Hoe ontstaan dingen? Waar zijn dingen van gemaakt? Kunnen sommige dingen worden omgezet in andere dingen? Het essentiële idee van alchemie is dat het antwoord op de derde vraag ja is. De kunst is dus om het antwoord op de eerste twee vragen te vinden en zo de recepten en apparaten te ontdekken die nodig zijn om veelgevraagde kostbare stoffen zoals goud te creëren, altijd bewonderd om zijn onvergankelijkheid. Alchemisten geloofden dat ze onzuiverheden uit een stof konden verwijderen en zo een geheel andere stof konden maken. Omgekeerd zouden ze stoffen kunnen mengen en een nieuwe stof kunnen creëren met heel andere eigenschappen.

De echte zoektocht voor alchemisten was, om ‘de Steen der Wijzen’ te vinden, dat waarschijnlijk geen fysieke steen was, maar eerder een substantie of tinctuur, bekend als 'materia prima', iets elementairs.

Alchemisten waren geïnteresseerd in het transmuteren, het omzetten van materie, waarbij ze streefden naar het vinden van de "steen der wijzen" / "the philosophers stone", die werd verondersteld in staat te zijn om basismetalen om te zetten in edele metalen zoals goud en zilver.

De term "Philosophers Stone" is afgeleid van de alchemistische zoektocht naar het begrijpen en beheersen van de essentie van materie, ook wel de "prima materia" genoemd. De alchemistische zoektocht naar de steen der wijzen kan worden gezien als een voortzetting van de bredere filosofische vragen over de aard van de materie en de transformatie ervan die werden gesteld door de oude filosofen, waaronder Plato en Aristoteles. Filosofen streven naar een dieper begrip van de aard der dingen en proberen de mysteries van het bestaan te doorgronden. 

De alchemistische zoektocht naar de Steen der Wijzen is niet alleen een letterlijk streven naar het transmuteren, naar het veranderen van metalen, maar ook een symbolische zoektocht naar spirituele transformatie en het bereiken van verlichting. De alchemisten geloofden dat de transmutatie van materie parallel liep aan de transformatie van de menselijke ziel. 

Isaac Newton

Newton, één van de meest bekende wetenschappers in de geschiedenis, was ook sterk geïnteresseerd in alchemie en had een dieper spiritueel streven naast zijn wetenschappelijk werk. Hij was ervan overtuigd dat er een diepere spirituele betekenis lag in de alchemistische transmutatie van materie en dat het begrijpen van de fundamentele principes van de natuur ook inzicht kon bieden in de spirituele werkelijkheid.

Newton bestudeerde uitgebreid alchemistische literatuur en voerde zelf alchemistische experimenten uit. Hij was gefascineerd door de zoektocht naar de steen der wijzen en geloofde dat het begrijpen van de transformatie van materie ook de sleutel kon zijn tot het begrijpen van de mysteries van het universum. Hij leverde pionierswerk in de wiskunde, natuurkunde en astronomie. Zijn belangstelling voor alchemie kan worden beschouwd als onderdeel van zijn uitgebreide intellectuele nieuwsgierigheid en zijn streven naar kennis en begrip.

Alchemisten waren de eersten die zich realiseerden dat elementaire verbindingen konden worden afgebroken tot hun samenstellende delen en vervolgens opnieuw konden worden gecombineerd. Dat is iets wat Newton uit de alchemie haalde. Hij paste dat vervolgens toe op wit licht, dat hij deconstrueerde in samenstellende kleuren. Vervolgens plaatste hij ook een tweede prisma van hetzelfde type in het pad van het licht en was in staat om de kleuren weer om te zetten in wit licht. Ook ontdekte hij dat gekleurd licht óók nog ‘ns opgesplitst kan worden in meerdere kleuren.

Alchemisten waren de eersten die begrepen dat samengestelde stoffen konden worden teruggebracht tot hun basiselementen. Deze basiselementen werden enkele eeuwen later bijeengebracht in een poging om een periodiek systeem van elementen te creëren.

Antoine Lavoisier classificeerde in 1789 de elementen op basis van hun eigenschappen. Hij groepeerde in gassen, metalen en niet-metalen.

In 1829 herkende Johann Döbereiner triaden van 3 elementen met chemisch vergelijkbare eigenschappen. Hij probeerde aan te tonen dat in elke triade het gemiddelde van de lichtste en zwaarste atoomgewichten het atoomgewicht van het middelste element benaderde. Maar hij kon slechts enkele triaden onderscheiden, en bleek niet in staat om ‘drieklanken’ te maken van alle bekende elementen…………Pas toen in 1860 een nauwkeuriger lijst van de atoommassa van de elementen beschikbaar kwam, werd er enige vooruitgang geboekt in de richting van de ontdekking van het moderne periodiek systeem.

In de periode tussen 1862 en 1868 ontwikkelen meerdere wetenschappers onafhankelijk van elkaar belangrijke voorlopers van het periodiek systeem. De eerste is de Franse geoloog Alexandre-Emile Béguyer De Chancourtois, die de elementen in een lijn rangschikt in volgorde van toenemend atoomgewicht. Deze lijn wordt vervolgens spiraalvormig rond een metalen cilinder geplaatst, zodat soortgelijke elementen langs verticale lijnen vallen die over de lengte van de cilinder zijn getrokken.

Julius Lothar Meyer, een Duitse chemicus, publiceert in 1868 een aantal periodieke systemen die de ontdekking van een volledig volwassen tafelsysteem vertegenwoordigen. Hoewel hij met succes de meeste van de meer dan 60 toen bekende elementen onderbrengt, slaagt Lothar Meyer er niet in om nieuwe of ontbrekende elementen te voorspellen, op één uitzondering na. Hij deed een voorlopige voorspelling voor het bestaan van een enkel element waarvan hij dacht dat het een atoomgewicht van 44,55 zou hebben. Dit element zou uiteindelijk in Zweden worden ontdekt en scandium worden genoemd. Het gewicht was 44,6 toen het voor het eerst werd gemeten.

Dmitri Mendelejev

Dmitri Mendelejev was in 1869 de eerste die een versie van het periodiek systeem publiceerde die we vandaag de dag kennen. Volgens de overlevering had Mendelejev een visioen van een complete tabel waarin alle 65 toen bekende elementen waren geordend. De volgende ochtend zou hij onmiddellijk de tabel hebben opgeschreven.

"Het lijkt mij dat de toepasbaarheid reeds duidelijk wordt weergegeven. Dit is het begin dat ik heb vastgesteld voor de reeks elementen die met zekerheid bekend zijn. Mijn voornaamste doel was, het vinden van een algemeen systeem van elementen. Dit is wat ik heb gevonden"

Het periodiek systeem van Mendelejev is een systematische ordening van alle elementen die op aarde voorkomen. Hij rangschikte de elementen ‘simpelweg’ op een oplopende atoommassa. De opkomst van kwantumfysica heeft geleid tot een vernieuwde methode voor het classificeren van elementen. De ontdekking van het elektron in 1897 en de daaropvolgende ontwikkeling van de kwantumfysica maakten het mogelijk om de rangschikking van elektronen rond de atoomkern te begrijpen: 

Elektronenconfiguratie 

Op atomair niveau functioneert de wereld volgens de principes van de kwantumfysica. Het begrijpen van de fundamentele informatie over de structuur van het atoom is essentieel voor een goed inzicht in onze realiteit en legt de grondslag voor verdere kennis over de wereld van de chemie en de daarvan afhankelijke processen.

Elektronenwolk

Een atoom heeft geen duidelijk gedefinieerde grens vanwege de elektronenwolk. Deze wolk duidt op het gebied waar een elektron het meest waarschijnlijk aanwezig is (belangrijk: het exacte pad van een elektron is niet vast te stellen, alleen de waarschijnlijkheid van zijn locatie in het gebied). De elektronenwolk, bestaande uit elektronen die om de atoomkern draaien, heeft de hoogste dichtheid direct naast de kern en wordt diffuser naarmate je verder van de kern komt.

Elektronen configuratie

Voor de juiste bepaling van de elektronenconfiguratie in een atoom is het noodzakelijk om de volgorde van energieniveaus te kennen Dit betekent dat de volgorde van individuele subschillen en schillen bepalend is; hoe verder een elektron zich van de kern bevindt, des te meer energie het heeft. De configuratie is simpelweg de toewijzing van individuele elektronen aan verschillende energieniveaus.

In het atoommodel van Bohr uit 1913 bevinden de elektronen van een atoom zich in verschillende schillen rond de kern, elk met een eigen energieniveau. Elke schil heeft een maximumcapaciteit voor het aantal elektronen dat het kan bevatten. In een stabiel atoom bevinden de elektronen zich in de schillen met de laagste energie.

Bij het verdelen van elektronen over de schillen dient men rekening te houden met het volgende:

  • Het uitsluitingsprincipe van Pauli, een kwantummechanisch principe, stelt dat twee identieke elektronen niet dezelfde spin of identieke kwantumgetallen kunnen hebben. Meer informatie over dit onderwerp volgt later.
  • De elektronen zitten liefst zo dicht mogelijk tegen de kern (laagste energie-inhoud voor het atoom). De schillen worden dus opgevuld van binnen naar buiten.

Erwin Schrödinger, een Oostenrijkse natuurkundige die essentiële bijdragen heeft geleverd aan de kwantumfysica, beschreef de beweging van elektronen met de golfvergelijking. Deze wiskundige formulering bepaalt of de kwantumtoestand van een elektron verandert in de loop van de tijd. De kwantumtoestand verwijst naar de conditie van een elektron dat zich, afhankelijk van de situatie, als een deeltje of als een golf zal gedragen.

Dit golfmechanisch model is een alternatief voor het Bohr-model van het atoom en werd voorgesteld door de Duitse fysicus Werner Heisenberg,  de Franse fysicus Louis de Broglie (uitspraak: "De Bròje") en Erwin Schrödinger. 

Golfmechanisch Model Mp 4
MP4 bestand – 18,8 MB 6 downloads

Zijn het golven of deeltjes?

DOUBLE SLIT EXPERIMENT Mp 4
MP4 bestand – 7,0 MB 4 downloads

Het dubbele-spleetexperiment demonstreert de golfachtige eigenschappen van deeltjes op kwantumniveau en de interferentie die optreedt in de waarschijnlijkheidsverdeling bij het detecteren van deeltjes op een scherm. Het is een van de cruciale experimenten die de fundamenten van de kwantumfysica belichten.

Max Born, een Duits-Britse wiskundige en natuurkundige, formuleerde het concept van de golf-deeltje dualiteit door te stellen dat alle bouwstenen van de natuur, zoals elektronen of fotonen, zowel deeltjes- als golfachtige eigenschappen vertonen. Hij introduceerde het idee dat de golffunctie, die de evolutie van een kwantumdeeltje beschrijft, kan worden geïnterpreteerd als een  kans om een deeltje bij een waarneming of meting op een bepaalde plaats aan te treffen.

Louis de Broglie (uitspraak: "De Bròje") een Franse fysicus, stelde voor dat materiedeeltjes, zoals elektronen, kunnen worden beschouwd als deeltjes met een golfachtig karakter. Hij introduceerde het concept van de deeltjesgolf, die wordt gekenmerkt door een golflengte.

De golffunctie Ψ is een lopende staande golf

Golffunctie wil zeggen: golf, eigenlijk een wiskundige beschrijving, waar die het grootst is, is de kans om het elektron aan te treffen het groots. Het betreft een staande golf die overeenkomt met een bepaald energieniveau: over het algemeen geldt dat hoe hoger de orde van de staande golf, hoe hoger de energie die hoort bij die golffunctie.

Het dubbelspleetexperiment kan bij de Schrödingervergelijking worden gebruikt om het verloop van de golffunctie van een deeltje (foton of een elektron) te beschrijven terwijl het door de spleten beweegt en vervolgens op een scherm wordt gedetecteerd. Door de Schrödingervergelijking op te lossen  kunnen de interferentiepatronen van de golffunctie voorspeld worden die op het scherm worden waargenomen.

Voor wie niet schrikt van een wiskundige vergelijking: in de meest eenvoudige formulering ziet de vergelijking van Schrödinger er als volgt uit:

Het is te complex om hier alle wiskundige details van deze veergelijking uit te leggen, daarvoor is een complete eerstejaarsstudie over quantumfysica vereist…..toch geef ik wat aanwijzingen.

i  is de imaginaire eenheid   Complexe getallen zijn de enige getallen waarvan het kwadraat gelijk is aan -1

ħ de gereduceerde constante van Planck,

∂Ψ/∂t zijn afgeleiden van golffunctie Ψ (spreek uit psi) en  tijd t van het elektron

Ĥ    Een (Hamiltoniaan)functie die gaat over de totale energie.

Het linkerlid van de vergelijking beschrijft hoe de golffunctie Ψ in de loop van de tijd verandert en dat is precies wat we willen weten!

De golffunctie Ψ is een staande golf. Elk van die staande golven correspondeert met een energieniveau: over het algemeen geldt dat hoe hoger de orde van de staande golf, hoe hoger de energie die hoort bij die golffunctie.

Een staande golf is een type golf waarbij bepaalde punten, de zogenaamde knopen waar geen trilling plaatsvindt, op een vaste positie blijven. Evenzo blijven de punten met de maximale trilling, de buiken, ook op een vaste plaats.

De staande golven in het Schrödinger-model worden vaak weergegeven als driedimensionale "orbitaal"-vormen, die corresponderen met de waarschijnlijkheidsdichtheid van het vinden van een elektron op een bepaalde positie rond de atoomkern. Deze orbitaalvormen kunnen verschillende vormen hebben, zoals s-, p-, d- en f-orbitalen, die elk geassocieerd worden met specifieke energieniveaus van het elektron. Later meer over orbitalen, dit zijn wiskundig begrensde 3-dimentionale sferen en vormen rondom een atoomkern waarin elektronen met een bepaalde energie zich voor 90%, dus het meest waarschijnlijk kunnen bevinden.

De staande golven in het Schrödinger-model worden vaak weergegeven als driedimensionale "orbitaal"-vormen, die corresponderen met de waarschijnlijkheidsdichtheid van het vinden van een elektron op een bepaalde positie rond de atoomkern. Deze orbitaalvormen kunnen verschillende vormen hebben, zoals s-, p-, d- en f-orbitalen, die elk geassocieerd worden met specifieke energieniveaus van het elektron.

Hieronder 3D weergaven van orbitalen met verschillende energieniveaus.

Een elektronenwolk wordt beschouwd als een waarschijnlijkheidsveld, een ruimtelijk gebied waar een elektron waarschijnlijk aanwezig is. Binnen een atoom worden deze specifieke ruimtelijke gebieden, waar een elektron zeer waarschijnlijk te vinden is, orbitalen genoemd.

Wat is de afmeting van een atoom en de elektronenwolk eigenlijk?

Een atoom is ongeveer een miljoen keer kleiner dan het dikste mensenhaar. De diameter van het atoom varieert van ongeveer 0,2 tot 0,8 nanometer (1 nm 0,000001 mm = 1 miljoenste mm).

Een heliumatoom heeft een diameter van ongeveer 100 picometer, wat neerkomt op 'n tienmiljoenste millimeter. De kern van een atoom is uitzonderlijk klein, met een diameter variërend van 1,6 tot 15 femtometer, wat ongeveer 10.000 keer kleiner is dan het gehele atoom. 1fm = 10-12 mm = 'n biljoenste mm

Voyage Into The Atom Mp 4
MP4 bestand – 35,5 MB 5 downloads

Het volgende is vrij complex en moeilijk voor te stellen omdat het contra-intuïtief is. Niels Bohr zei ook: "Iedereen die niet geschokt is door de kwantumtheorie, heeft het niet begrepen." Dus als je je verward voelt bij het lezen over kwantumfysica, weet dan dat de wetenschappers die het oorspronkelijk ontwikkelden net zo verward waren................

Bron: CERN

Een orbitaal is een wiskundige beschrijving van de driedimensionale zone waar een elektron, of bij grotere atomen, meerdere elektronen, hoogstwaarschijnlijk rond een atoomkern aangetroffen worden.

Let wel: het betreft beschrijvingen van structuren op nanoschaal, dat wil zeggen, op een schaal van een miljoenste van een millimeter.

Wat zijn orbitalen?

In de kwantumfysica is een orbitaal een wiskundig begrensde 3-dimentionale sfeer of vorm rondom een atoomkern waarin elektronen met een bepaalde energie zich voor 90%, dus het meest waarschijnlijk kunnen bevinden. Het is een wiskundig begrensde vorm waarin het golfachtige gedrag van elektronen rondom een atoomkern wordt vastgesteld.

Op elk willekeurig moment kan een elektron op elke afstand van de kern en in elke richting worden gevonden volgens het onzekerheidsprincipe van Heisenberg. De vorm van de orbitaal hangt af van de zogenoemde kwantumgetallen die bij een energieniveau horen.

Electron Orbitals In Electron Cloud Mp 4
MP4 bestand – 7,5 MB 5 downloads

De video toont enkele subatomaire deeltjes die onderdeel zijn van een atoom. De begeleidende tekst beschrijft dat een atoom een kern bevat met protonen en neutronen, en dat het omringd wordt door elektronen in zich ontwikkelende orbitalen. Naarmate het atoom groter wordt, neemt het aantal elektronen toe, die verspreidt worden in de verschillende orbitale vormen.

Electron Shells And Orbitals Mp 4
MP4 bestand – 32,1 MB 0 downloads

Orbitalen kunnen worden beschouwd als staande golfpatronen die ontstaan wanneer een elektronengolf wordt gevangen door het elektrische veld van de atoomkern. Ze kunnen ook worden weergegeven als golvende patronen van stippen rondom de atoomkern.

Bron: Youtube

De letters s, p, d en f vertegenwoordigen de termen scherp, principaal, diffuus en fundamenteel. Deze benamingen zijn ontleend aan de visuele eigenschappen van de fijne structuur in spectraallijnen van atomen. 

De naamgeving van de orbitalen hangt samen met de emissiestralen van atomen. Het was het eerste zichtbare teken van kwantificering d.w.z. als vaststelling van een meetbare grootheid. De verschijning van de straal bepaalde de naam van de orbitaal. Een overgang van een p-orbitaal naar een s-orbitaal resulteerde in een scherpe lijn. Een overgang vanuit een d-orbitaal, waar het elektron zich op meerdere energieniveaus kan bevinden, resulteerde in een diffuse lijn.

De s, p, d en f orbitalen worden gekenmerkt door hun vorm en ruimtelijke verdeling. Ze vertegenwoordigen de waarschijnlijkheidsdichtheid voor het vinden van een elektron in een atoom rond de kern. Ondanks dat men zich snel realiseerde dat deze benamingen niet nauwkeurig waren, zijn ze vanwege hun ingeburgerdheid behouden gebleven.

Het s-orbitaal is bolsymmetrisch en er zijn draaiassen in alle richtingen. Het is begrensd binnen een bepaalde afstand van de atoomkern en neemt toe in grootte naarmate de energieniveaus hoger worden. De s-orbitalen kunnen maximaal twee elektronen bevatten, mits het ene elektron spin up heeft en het andere spin down. Ze worden op alle energieniveaus aangetroffen en zijn de orbitalen met de laagste energie.

Zowel elektronen als quarks (de fundamentele deeltjes die protonen en neutronen vormen) hebben eigenschappen die we spin noemen, en kunnen maar op twee manieren “rondtollen”: Spin up en Spin down. 

Bron: Quora

'Electronspin' duidt in de context van deeltjesfysica op rotatie, maar het verwijst niet naar een fysieke draaiing van een deeltje rond zijn as. Een punt in de ruimte kan onbeperkt roteren zonder in de knoop te raken. Het is interessant dat na een rotatie van 360°, waarbij de spiraal zowel mét als tegen de klok in draait, het pas na een volledige rotatie van 720° terugkeert naar de oorspronkelijke positie. Overigens, quarks hebben ook spin-rotatie.
Zie ook Spinor voor een scherpe visualisering om spinning voor te kunnen stellen.

Spin is een kwantummechanische eigenschap, die op geen enkele wijze met de klassieke mechanica is te beschrijven. Voor deeltjes, en dus ook voor golfjes (!!) is de richting van de spin een belangrijke beschrijving van het impulsmoment. 

Elektronen vertonen zowel deeltjes- als golfachtige eigenschappen. Laten we eens kijken naar de relatie tussen spin, golffuncties en impulsmoment:

  1. Golffuncties: De paden van elektronen in een atoom worden weergegeven door wiskundige formules, bekend als golffuncties, die overeenkomen met orbitalen.

    • s-functies komen overeen met s-orbitalen zijn bolvormig zonder horizontale of verticale knoopvlakken.
    • p-functies / p-orbitalen hebben één horizontaal of verticaal knoopvlak.
    • d-functies / d-orbitalen hebben twee knoopvlakken die loodrecht op elkaar staan.
    • f-functies /  f-orbitalen hebben drie loodrecht op elkaar staande knoopvlakken.

Een knoopvlak een denkbeeldig vlak in een orbitaal waar de waarschijnlijkheid om een elektron aan te treffen nul is.

Electron Orbitals 3 D Mp 4
MP4 bestand – 3,4 MB 6 downloads

Impulsmoment, of draai-impuls, is de "hoeveelheid draaiing" van een object. Impuls is de "hoeveelheid beweging", die samenhangt met de snelheid en massa van een object (in het Engels 'momentum').
Te vergelijken met het behoud van impulsmoment bij kunstschaatsers: Wanneer een kunstschaatser een pirouette uitvoert, begint deze vaak met de armen wijd uitgestrekt. Zodra de schaatser de armen intrekt, versnelt de rotatie aanzienlijk. Dit is een direct resultaat van het behoud van impulsmoment: als de afstand van de armen tot het rotatiecentrum afneemt, neemt de rotatiesnelheid toe.

Alvorens de kwantumgetallen te behandelen, is het nuttig eerst te kijken naar het gebruik van s, p, d en f orbitalen in het periodiek systeem.

Het moderne periodieke systeem ordent alle bekende elementen zodanig dat elementen met vergelijkbare eigenschappen samen worden gegroepeerd. Laten we de verschillende blokken bekijken.

Elementen kunnen, afhankelijk van het type orbitaal waar hun valentie-elektronen zich bevinden, worden ingedeeld in vier blokken: s-blok, p-blok, d-blok en f-blok.

In het s-blok wordt de s-subschil opgevuld.

In het p-blok wordt de p-subschil opgevuld.

In het d-blok wordt de d-subschil opgevuld.

In het f- blok wordt de f-subschil opgevuld.

Binnen elke subschil worden elektronen gegroepeerd in orbitalen.

Kwantumgetallen

De vorm van een orbitaal is afhankelijk van diverse kwantumgetallen, welke overeenkomen met een specifieke energie. In de kwantumfysica zijn deze getallen cruciaal voor het omschrijven van de specifieke toestand waarin een fysisch systeem, zoals een orbitaal, verkeert.

Er zijn vier soorten kwantumgetallen

  • het hoofdkwantumgetal n
  • het nevenkwantumgetal  (kleine letter L) ook wel hoekkwantumgetal of Azimutaal genoemd  
  • het magnetisch kwantumgetal m
  • Het spinkwantumgetal s  beschrijft de oriëntatie van de spin van een elektron. De oriëntatie van de spin langs een bepaalde as kan worden uitgedrukt als de som van twee mogelijke toestanden: spin omhoog of spin omlaag. Dit wordt bepaald door het magnetische spinkwantumgetal, aangeduid met 

Op basis van de eerste drie kwantumgetallen kan worden bepaald in wélke ‘sfeer’ , in welke orbitaal rond de kern het elektron zich bevindt. Het vierde kwantumgetal geeft informatie over de rotatie van het elektron rond zijn eigen as.

Het hoofdkwantumgetal

Het belangrijkste kwantumgetal (n) is verantwoordelijk voor de energie van het elektron, en heeft waarden van opeenvolgende getallen, meestal varieert n van n 1 tot n 7. Het maximaal aantal elektronen dat per schil kan aanwezig zijn bedraagt 2n2                                                                     

Dat betekent concreet het volgende:   

Op de eerste schil (n=1)        maximum 2x12 = 2 elektronen                                                                            

Op de tweede schil (n=2)      maximum 2x22 = 8 elektronen                                                                           

Op de derde schil (n=3)         maximum 2x32 = 18 elektronen                                                                     

Op de vierde schil (n=4)        maximum 2x42 = 32 elektronen

Het nevenkwantumgetal 

Het nevenkwantumgetal bepaalt de vorm van het orbitaal van een atoom.

Orbitalen kunnen worden beschreven als bolvormig, haltervormig of klaverbladvormig en kunnen zelfs nog complexere vormen aannemen. De vorm van een orbitaal wordt bepaald door de waarde van het nevenkwantumgetal: 0, 1 of 2, die de energieniveaus nader specificeert. Een s-orbitaal heeft minder energie dan een p-orbitaal.

Het nevenkwantumgetal verdeelt de hoofdschillen in subschillen, die worden aangeduid met de letters s, p, d en f, toegevoegd aan het hoofdkwantumgetal n    

Magnetisch kwantumgetal 

Het magnetische kwantumgetal, aangeduid met m bepaalt voornamelijk het aantal orbitalen en hun oriëntatie binnen een specifieke subschil. Het hangt af van het baanimpulsmoment en beschrijft de grootte van de spin, oftewel de 'draaiing' van een elektron.

Het spinkwantumgetal

Het spinkwantumgetal van het elektron beschrijft de oriëntatie van de spin van het elektron aangeduid als ms

Elektronen draaien niet écht rond hun as - ze gedragen zich alleen zo. Elektronen bezitten een impulsmoment, wat de neiging van een object aanduidt om te blijven roteren, vergelijkbaar met een draaiend fietswiel of een pirouetterende schaatser. Deze eigenschap suggereert dat elektronen draaien. Bijkomend bewijs hiervoor is dat elektronen zich manifesteren als kleine magneten, en magnetische velden worden gegenereerd door de rotatie van geladen deeltjes.

Elke orbitaal kan maximaal twee elektronen bevatten, waarbij één elektron een spin van +1/2 heeft en het andere een spin van -1/2. Wanneer twee elektronen zich in dezelfde orbitaal bevinden, hebben ze tegengestelde impulsmomenten. Het invoeren van het spinkwantumgetal maakt het mogelijk dat twee elektronen dezelfde orbitaal delen, op voorwaarde dat één elektron een spin-up heeft en het andere een spin-down. Dit is in overeenstemming met het uitsluitingsprincipe van Pauli, dat voorschrijft dat geen twee elektronen in eenzelfde atoom identieke waarden voor alle vier kwantumgetallen kunnen bezitten. Dus, (1) een orbitaal kan door maximaal twee elektronen bezet worden en (2) deze twee elektronen moeten tegengestelde spins hebben.

Gedrag Elektronspin Mp 4
MP4 bestand – 8,1 MB 3 downloads

Het spingetal beschrijft hoeveel symmetrische facetten een deeltje heeft in één volledige omwenteling: een draai van 1/2 betekent dat het deeltje twee volledige slagen moet worden gedraaid voordat het dezelfde configuratie heeft als toen het begon.

Aufbau-principe

Aufbau Elektronenconfiguratie Mp 4
MP4 bestand – 30,8 MB 3 downloads

Het Aufbau-principe, is gebaseerd op het uitsluitingsprincipe van Pauli, dat stelt dat geen twee elektronen in een atoom identieke kwantumgetallen kunnen bezitten. Echter, zoals gebleken is, maakt het spinkwantumgetal het mogelijk dat twee elektronen dezelfde orbitaal bezetten, mits één elektron een spin-up en het andere een spin-down heeft. Hierdoor moeten elektronenschillen zich opbouwen naar hogere energieniveaus, wat inhoudt dat de hoofdschillen in energie toenemen: hoe verder weg van de kern, hoe hoger de energie van de schillen.

Regels voor het samenstellen van elektronenconfiguraties.

In een atoom worden elektronen vanuit de binnenste schil opgevuld. Elektronen vullen de schillen in s, p, d, en f-orbitalen. Naarmate de energie toeneemt van s naar p, dan naar d en f, stijgt ook het energieniveau.

Elektronen neigen ernaar om de laagst mogelijke energiestatus aan te nemen, dat wil zeggen, een ontspannen toestand. Voor een atoom is dit de grondtoestand. Men zou verwachten dat elektronen onmiddellijk alle lagere niveaus volledig vullen. Echter, de aanwezigheid van andere elektronen maakt het proces gecompliceerder. Om de fundamentele principes van het toevoegen van elektronen aan atomaire orbitalen te begrijpen, is het opbouwprincipe ontwikkeld.

Volgorde Subniveaus Mp 4
MP4 bestand – 11,9 MB 1 download

Opvulregel – GeoGebra

In de grondtoestand neemt een elektron altijd het laagst beschikbare energieniveau in. Subniveaus met een hogere energie worden alleen bezet nadat de subniveaus met een lagere energie volledig zijn gevuld.

Let op: niet alle subniveaus van hoofdniveau n hebben automatisch een lager energieniveau dan de subniveaus van hoofdniveau n + 1. Dit is af te leiden uit de grafiek hiernaast.

 

Voor de opbouw volgt je de pijlrichting

  • de eerste twee elektronen in 1s
  • dan twee elektronen in 2s
  • en zes in 2p
  • dan twee elektronen in 3s
  • en zes in 3p 
  • dan twee elektronen in 4s
  • en tien in 3d (!)
  • en zes in 4p
  • dan twee elektronen in 5s
  • en tien in 4d
  • en zes in 5p
  • dan twee elektronen in 6s
  • en veertien in 4f (!)
  • en tien in 5d
  • en zes in 6p
  • dan twee elektronen in 7s
  • en veertien in 5f (!)

De elektronenconfiguratie van een atoom is een numerieke representatie van zijn elektronenorbitalen. Ter herinnering: elektronenorbitalen zijn verschillend gevormde gebieden rond de kern van een atoom waar wiskundig gezien een significante kans is om elektronen aan te treffen.

Uit de elektronenconfiguratie kan men snel en eenvoudig opmaken hoeveel elektronenorbitalen een atoom bezit en hoeveel elektronen er in elke orbitaal zitten.

  1. s-orbitaal: Dit type orbitaal heeft één enkele orbitaal en wordt aangeduid met een “s” in de elektronconfiguratie. Volgens het Uitsluitingsprincipe van Pauli kan een enkele orbitaal maximaal 2 elektronen bevatten.

  2. p-orbitaal: De p-orbitaal bevat 3 orbitalen en kan dus in totaal 6 elektronen bevatten.

  3. d-orbitaal: Deze orbitaal bevat 5 orbitalen en kan maximaal 10 elektronen bevatten.

  4. f-orbitaal: De f-orbitaal heeft 7 orbitalen en kan daardoor 14 elektronen bevatten.

Mij viel iets op bij de elektonenconfiguratie van het 3e element, Lithium.

Twee van de lithiumelektronen passen in de orbitaal 1s, maar het derde elektron moet in de tweede schil met lagere energie, de orbitaal 2s. Ik dacht dat de energie van de schil toenam met de verdere afstand tot de kern…..

De orbitaal 1s kan maximaal 2 elektronen bevatten, dus de elektronenconfiguratie voor een lithiumatoom, dat drie elektronen heeft, kan niet 1s3 zijn. Twee van de 3 lithiumelektronen passen in de orbitaal 1s, maar het derde elektron gaat toch in de tweede schil. Daarom schrijven we de elektronenconfiguratie van een lithiumatoom als 1s22s1

De tweede schil heeft een lagere energie. Dit is de reden waarom de energie lager is:

De elektronenschillen worden, gerekend vanaf de kern, aangeduid als: K-, L-, M-schil, enz. Men spreekt ook wel van de eerste, tweede, derde enz. en geeft dit aan met n = 1 (K-schil), n = 2 (L-schil), enz

In de context van atomen verwijst een “schil” naar een energieniveau waarop elektronen zich bevinden. Elk energieniveau heeft een specifiek aantal orbitalen waarin elektronen kunnen zitten. Hier zijn enkele belangrijke punten:

  1. K-schil (eerste schil): Dit is het laagste energieniveau en bevat maximaal 2 elektronen in de 1s-orbitalen. De 1s-orbitalen zijn het dichtst bij de kern en hebben de laagste energie.
  2. L-schil (tweede schil): Dit is het volgende energieniveau. Hier bevindt zich één elektron in de 2s-orbitaal.

Het afschermende effect verwijst naar de afname van de aantrekkingskracht van de kern op elektronen in de bovenste schil, valentie-elektronen, als gevolg van de aanwezigheid van elektronen in de binnenste schil.

Energie niveaus elektronenschillen

De afbeelding links toont de eerste vier energieniveaus van een atoom. Elektronen in energieniveau 1 = energieniveau K, hebben de minste hoeveelheid energie. Dit komt omdat de aantrekkingskracht tussen de kern en de elektronen maximaal is. De aantrekkingskracht neemt af naarmate de afstand tot de kern toeneemt,  hierdoor neemt de energie van de elektronen toe met een vaste maar beperkte hoeveelheid. De afbeelding rechts, is het kwantum atoommodel van Bohr met een overeenkomstige definiëring.

Elektronen kunnen van een lager naar het volgende hogere energieniveau springen als ze deze hoeveelheid energie absorberen. Omgekeerd, als elektronen van een hoger naar een lager energieniveau springen, geven ze energie af: zo ontstaat licht.

Een energieniveau in een atoom wordt beschreven als  de energie die een elektron heeft die zich boven de grondtoestand bevindt.  Elk elektron zal in een energieniveau in de grondtoestand bestaan, n=1, totdat het aangeslagen wordt en energie krijgt, dan kan het naar verschillende energieniveaus gaan. 

  • Elektronen worden aangeslagen wanneer een atoom een bepaalde hoeveelheid energie absorbeert, bijvoorbeeld door straling. Hierdoor kan een elektron van een lagere naar een hogere baan springen, waardoor het in een hogere energietoestand komt, zoals van baan 1 naar baan 2 oftewel met de kwantumnummers: van n = 2 naar n = 3.

In het diagram hieronder worden de energiewaarden van de verschillende niveaus weergegeven door horizontale lijnen, met het laagste niveau (de grondtoestand) onderaan en het hoogste niveau (ionisatie) bovenaan. 

                           Bron: levelphysicstutor.com 

Voor een wetenschappelijke uitleg kan ik het beste de volgende link plaatsen:

Visualising energy levels

De grondtoestand vertegenwoordigt het laagste energieniveau, terwijl ionisatie het hoogste niveau aangeeft. Men zou kunnen verwachten dat de grondtoestand nul energie heeft, maar dat is niet zo. Het minteken betekent niet dat de energie negatief is.

Een energie van -13,6 eV betekent dat er 13,6 eV nodig is om een elektron te ioniseren, dat wil zeggen, om het elektron uit het atoom te verwijderen en het atoom te ioniseren. Het is interessant om op te merken dat 1 eV gelijkstaat aan 1,6 × 10−19Joule.

De grondtoestandsenergieën van de eerste 20 elementen:

Waterstof (H):                -13.60  eV

Helium (He):                   -79.0   eV

Lithium (Li):                     -5.39  eV

Beryllium (Be):                -9.32  eV

Boor (B):                          -8.30  eV

Koolstof (C):                -11.26  eV

Stikstof (N):                 -14.53 eV

Zuurstof (O):                -13.62 eV

Fluor (F):                      -17.42 eV

Neon (Ne):                   -21.56 eV

  • Opmerking bij Helium: De energie die nodig is om beide elektronen uit het heliumatoom in zijn grondtoestand te verwijderen, is 79.0 eV. 
  • De grondtoestandsenergieën van atomen zijn niet altijd oplopend. Dit komt door de complexe interacties tussen elektronen en de kern van het atoom. 

Ionisatie energieën van de eerste 20 elementen

Waterstof        13.60 eV     

Helium             24.58 eV     

Lithium              5.39  eV    

Beryllium          9.32  eV      

Boor                 8.30  eV      

Koolstof        11.26  eV      

Stikstof         14.53  eV      

Zuurstof        13.62  eV      

Fluor              17.42  eV      

Neon             21.56  eV

  • Helium heeft een hogere nucleaire lading en een kleinere atoomstraal dan waterstof. De grootte van de kracht die op elk elektron helium inwerkt, is dus groter. Er is dus een grotere hoeveelheid energie nodig om het valentie-elektron uit te schakelen. De ionisatie-energie van helium is dus groter dan die van waterstof.

Energieniveaus staan voor de elektronenschillen rondom de kern van een atoom, op bepaalde afstanden waar elektronen zich kunnen bevinden. Elektronen mogen zich wel op deze niveaus bevinden, maar niet in de ruimtes daartussen. Elektronen "draaien" om de atoomkern en kunnen verschillende energieniveaus bezitten. Hoe hoger het energieniveau van een elektron, hoe losser de verbinding met de atoomkern. Maar elektronen "draaien" niet in vaste banen rond het centrum van een atoom bewegen, in tegenstelling tot planeten rond de zon.

Ik zet 'draaien' tussen aanhalingstekens omdat elektronen niet echt draaien, maar zich als een golf verspreiden. Al eerder gaf ik dit aan bij elektronspin. Bovendien beweegt een elektron in een stabiele atomaire toestand niet in de zin van zwaaien door de ruimte. Elektronen verplaatsen zich en 'volgen stappen in de tijd' die vastgelegd kunnen worden met de wiskundige vergelijking van Erwin Schrödinger. Je zou elektronen kunnen vergelijken met een zwerm bijen of vogels: hun individuele bewegingen zijn te snel om te volgen, maar je ziet wel hoe de volledige zwerm beweegt. Het orbitale elektron beweegt zich dus in termen van golven en trillingen door de tijd.

Golvende Elektronen Mp 4
MP4 bestand – 9,0 MB 1 download

Orbitale elektronen

De elektronen in een atoom zijn gerangschikt in schillen die de kern omringen, waarbij elke opeenvolgende schil verder van de kern verwijderd is. Elektronenschillen zijn opgebouwd uit één of meerdere subschillen, en deze subschillen bevatten op hun beurt één of meer atomaire orbitalen. Elektronen binnen dezelfde subschil bezitten identieke energieniveaus, maar elektronen in verschillende schillen of subschillen hebben uiteenlopende energieën.

Bron afbeelding: YouTube Shells, Sub-shells, and Orbitals

Golvende Elektronen In Orbitalen Mp 4
MP4 bestand – 3,8 MB 0 downloads

Je zou je kunnen afvragen hoe snel elektronen door atomen bewegen. Een duidelijk voorbeeld, en het gemakkelijkst te berekenen, is het waterstofatoom dat in al ons water voorkomt. Uit berekeningen blijkt dat het elektron zich met een snelheid van ongeveer 2.200 kilometer per seconde verplaatst, wat minder is dan 1% van de lichtsnelheid. Dan krijg je een idee van de waarschijnlijkheid om een elektron ergens aan te treffen..........

Wat zijn valentie-elektronen? Waarom zijn ze belangrijk?

Valentie Elektronen Mp 4
MP4 bestand – 37,8 MB 0 downloads

Aan het einde van de video komt heel even de orbitaaltheorie ter sprake, wat ik reeds benaderd heb en is het concept uit de kwantumfysica dat wordt gebruikt om het gedrag van elektronen in een atoom te beschrijven.

Valentie-elektronen bevinden zich in de buitenste schil van een atoom. Omdat ze het verst van de kern verwijderd zijn en daardoor het minst stevig vastgehouden worden, zijn het deze elektronen die betrokken zijn bij chemische bindingen en reacties. Het aantal valentie-elektronen van een element bepaalt mede de reactiviteit, elektronegativiteit en het aantal mogelijke bindingen dat het kan aangaan.

  • Elektronegativiteit is een maat voor de kracht waarmee een atoom elektronen naar zich toe trekt. Hoe hoger de elektronegativiteit, des te sterker is de aantrekkingskracht van een atoom op elektronen.

De term 'valentie' duidt op het vermogen van een element om verbindingen aan te gaan met andere atomen. Historisch gezien werd de valentie van een element bepaald door het aantal waterstofatomen waarmee het zich kon binden, wat weer afhangt van het aantal beschikbare valentie-elektronen: zo kan koolstof CH4 vormen, wat betekent dat het een valentie van 4 heeft en dus over 4 valentie-elektronen beschikt. Stikstof kan NH3 vormen, wat aangeeft dat het een valentie van 3 heeft met 3 valentie-elektronen.

Hoe zijn atomen aan elkaar gehecht?

Twee atomen kunnen - in hoofdzaak - op 2 manieren aan elkaar gebonden zijn:

  • Covalent: Twee atomen delen een aantal elektronen en vormen zo een bindend gemeenschappelijk elektronenpaar.
  • Ionisch: Het ene atoom staat één of meerdere elektronen af aan het andere atoom, waardoor ionen ontstaan die bij elkaar blijven door elektrostatische aantrekking.

In beide gevallen bereiken de atomen een octetconfiguratie: ze streven ernaar te combineren op een manier die elk van hen acht elektronen in de buitenste schil geeft, net zoals edelgassen dat hebben.

Bron: Javalab

Covalente bindingen kunnen worden gevormd door atomen te verslepen en te verplaatsen.

wordt vervolgd

How Wavelike Properties Of Electrons Lead To Covalent Bonds Mp 4
MP4 bestand – 22,5 MB 2 downloads

De golfachtige aard van elektronen beïnvloedt zowel covalente als ionische bindingen!

hier ga ik mee verder..........