Hoofdstuk 2_Atoomstructuur.pdf

# Samenstelling en karakteristieken van het atoom Dit onderdeel behandelt de fundamentele opbouw van atomen, de eigenschappen van elementaire deeltjes en sleutelconcepten zoals atoomnummer, massagetal en isotopen. ### 1.1 De opbouw van een atoom Een atoom is opgebouwd uit een positieve kern en negatief geladen elektronen die daaromheen bewegen. De kern zelf bevat protonen (p+) en neutronen (n0). Protonen, neutronen en elektronen worden beschouwd als elementaire deeltjes [3](#page=3). ### 1.2 Karakteristieken van elementaire deeltjes De elementaire deeltjes hebben specifieke eigenschappen met betrekking tot hun diameter, lading en massa [4](#page=4). | Elementair deeltje | Diameter (nm) | Lading (Q) Absolute (C) | Lading (Q) Relatieve | Massa (m) Absolute (kg) | Massa (m) Relatieve (u) | |---|---|---|---|---|---| | elektron (e-) | - | -1,6.10⁻¹⁹ | -1 | 9,11.10⁻³¹ | 5,485803 . 10⁻⁴ | | proton (p+) | 10⁻⁶ | +1,6.10⁻¹⁹ | +1 | 1,673.10⁻²⁷ | 1,007276 | | neutron (n⁰) | 10⁻⁶ | 0 | 0 | 1,675.10⁻²⁷ | 1,008665 | > **Tip:** Let op de relatieve waarden voor lading en massa, deze worden vaak gebruikt voor vereenvoudigde berekeningen [4](#page=4). ### 1.3 Karakteristieken van een atoom #### 1.3.1 Atoomnummer en massagetal #### 1.3.1.1 Atoomnummer (Z) Het atoomnummer ($Z$) vertegenwoordigt het rangnummer van een element en is gelijk aan het aantal protonen in de kern. Dit aantal bepaalt de identiteit van een element en dus ook zijn plaats in het periodiek systeem. Het aantal elektronen in een neutraal atoom is gelijk aan het atoomnummer [6](#page=6) [9](#page=9). #### 1.3.1.2 Massagetal (A) Het massagetal ($A$) is de som van het aantal protonen en neutronen in de kern van een atoom. Het geeft een indicatie van de massa van het atoom. Het aantal neutronen kan berekend worden met de formule: aantal neutronen = $A - Z$ [6](#page=6). #### 1.3.1.3 Symbool van een atoom Een atoom wordt symbolisch weergegeven met de notatie: $$ \ce{^{A}_{Z}X} $$ waarbij $X$ het symbool van het element is, $A$ het massagetal en $Z$ het atoomnummer [6](#page=6). #### 1.3.2 Isotopen Isotopen zijn atoomsoorten van hetzelfde element die hetzelfde aantal protonen ($Z$) hebben, maar een verschillend aantal neutronen ($n^0$). Hierdoor hebben isotopen van een element ook een verschillend massagetal ($A$) [8](#page=8) [9](#page=9). * **Kenmerken van isotopen:** * Gelijk aantal protonen ($Z$) [9](#page=9). * Verschillend aantal neutronen ($n^0$) [8](#page=8). * Verschillend massagetal ($A$) [8](#page=8). * Gelijke chemische eigenschappen vanwege hetzelfde aantal elektronen [8](#page=8) [9](#page=9). * Verschillende massa [9](#page=9). * Komen in natuurlijke verhoudingen voor, de zogenaamde abundantie [9](#page=9). > **Voorbeeld:** Waterstof kent verschillende isotopen zoals deuterium en tritium. Chloor komt voor als twee natuurlijke isotopen: $^{35}\text{Cl}$ (75,5% abundantie) en $^{37}\text{Cl}$ (24,5% abundantie) [8](#page=8) [9](#page=9). #### 1.3.3 Absolute atoommassa De absolute atoommassa is de werkelijke massa van een individueel atoom. Deze massa is de som van de absolute massa's van de protonen, neutronen en elektronen in het atoom. De absolute atoommassa kan uitgedrukt worden in kilogram ($kg$) of in de atoommassa-eenheid ($u$) [10](#page=10). > **Voorbeeld:** De absolute massa van een $^{16}\text{O}$ atoom wordt berekend als: > $m(\text{ }^{16}\text{O}) = 8 \cdot m_p + 8 \cdot m_n + 8 \cdot m_e$ > $= 8 \cdot (1,673 \cdot 10^{-27} \text{ kg}) + 8 \cdot (1,675 \cdot 10^{-27} \text{ kg}) + 8 \cdot (9,11 \cdot 10^{-31} \text{ kg})$ > $= 2,679 \cdot 10^{-26} \text{ kg}$ [10](#page=10). #### 1.3.4 Relatieve atoommassa De relatieve atoommassa ($A_r$) is een verhoudingsgetal dat de massa van een atoom vergelijkt met de atoommassa-eenheid ($u$). Het wordt gebruikt in plaats van de absolute atoommassa om de berekeningen te vereenvoudigen [11](#page=11). $$ A_r = \frac{m_{\text{atoom}}}{u} $$ > **Voorbeeld:** De relatieve atoommassa van een $^7\text{Li}$ atoom: > $m(^7\text{Li}) = 3 \cdot m_p + 4 \cdot m_n + 3 \cdot m_e$ > $= 3 \cdot (1,673 \cdot 10^{-27} \text{ kg}) + 4 \cdot (1,675 \cdot 10^{-27} \text{ kg}) + 3 \cdot (9,11 \cdot 10^{-31} \text{ kg})$ > $= 1,17 \cdot 10^{-26} \text{ kg}$ > > $A_r = \frac{1,17 \cdot 10^{-26} \text{ kg}}{1,66 \cdot 10^{-27} \text{ kg}} \approx 7,06$ [11](#page=11). **Belangrijke Opmerking:** De relatieve atoommassa van een element zoals weergegeven in het periodiek systeem is een *gemiddelde* waarde. Dit gemiddelde wordt berekend door rekening te houden met de relatieve atoommassa's van de natuurlijke isotopen en hun respectievelijke abundanties (procentueel voorkomen) [12](#page=12). > **Voorbeeld:** Voor chloor ($Cl$) met isotopen $^{35}\text{Cl}$ ($A_r \approx 34,97$) en $^{37}\text{Cl}$ ($A_r \approx 36,96$), en hun natuurlijke voorkomen van respectievelijk 75,5% en 24,5%, is de gemiddelde relatieve atoommassa: > $(0,755 \cdot 34,97) + (0,245 \cdot 36,96) \approx 35,45$. Dit is de waarde die men in het PSE terugvindt [12](#page=12). #### 1.3.5 Massadefect Het massadefect is het verschil tussen de berekende massa van een atoomkern (door de massa's van de individuele protonen en neutronen op te tellen) en de werkelijke gemeten massa van die kern [14](#page=14). * De massa's van de elementaire deeltjes in atoommassa-eenheden ($u$) zijn: * $m_e = 5,485803 \cdot 10^{-4} u$ * $m_p = 1,007276 u$ * $m_n = 1,008665 u$ [14](#page=14). > **Voorbeeld:** De berekende nuclidemassa van $^{10}\text{B}$: > $m(^{10}\text{B}) = 5 \cdot m_p + 5 \cdot m_n + 5 \cdot m_e$ > $= 5 \cdot (1,007276 u) + 5 \cdot (1,008665 u) + 5 \cdot (5,485803 \cdot 10^{-4} u)$ > $= 10,082448 u$ [14](#page=14). > > De werkelijke massa van $^{10}\text{B}$ is echter $10,0129 u$. Het verschil ($10,082448 u - 10,0129 u = 0,069548 u$) is het massadefect [14](#page=14). * **Vaststellingen met betrekking tot massadefect:** * Voor de meeste nucliden is de berekende nuclidemassa groter dan de werkelijke nuclidemassa; er is dus een massa verloren gegaan (massadefect). Een uitzondering hierop is waterstof ($^1H$) [15](#page=15). * Het massadefect neemt toe met het aantal nucleonen in de kern [15](#page=15). * Voor nucliden lichter dan of gelijk aan $^{12}\text{C}$, is de nuclidemassa kleiner dan het massagetal [15](#page=15). * Voor nucliden zwaarder dan $^{12}\text{C}$, is de nuclidemassa groter dan het massagetal [15](#page=15). > **Tip:** Het massadefect is een direct gevolg van de Einstein's massa-energie equivalentie ($E=mc^2$), waarbij een deel van de massa wordt omgezet in bindingsenergie die de kern bij elkaar houdt [14](#page=14). --- # Evolutie van atoommodellen en het kwantummechanisch model Dit gedeelte traceert de historische ontwikkeling van het atoommodel, beginnend bij vroege ideeën tot het kwantummechanisch en golfmechanisch model, inclusief atoomorbitalen en kwantumgetallen. ### 2.1 Vroege atoommodellen #### 2.1.1 Democritus Democritus definieerde het atoom als een "materiedeeltje dat niet meer gesplitst kan worden" [17](#page=17). #### 2.1.2 Dalton Dalton wordt beschouwd als de vader van het atoommodel, met de volgende grondbeginselen [18](#page=18): * Elementen bestaan uit atomen, en atomen zijn ondeelbaar [18](#page=18). * Atomen worden gekenmerkt door hun grootte en massa [18](#page=18). * Er bestaan eenvoudige verhoudingen van gehele getallen tussen de aantallen atomen van verschillende elementen in een verbinding [18](#page=18). * Atomen kunnen niet vernietigd worden of uit het niets ontstaan [18](#page=18). #### 2.1.3 Thomson Thomson deed ladingsexperimenten met kathodestraalbuizen. Uit de afbuigingen van de kathodestralen leidde hij de verhoudingen af van massa en lading van deeltjes. Hij formuleerde de hypothese van de aanwezigheid van negatief geladen deeltjes, die hij elektronen noemde. Aangezien atomen neutraal zijn en elektronen negatief geladen zijn, moest er ook positief geladen deeltjes aanwezig zijn [20](#page=20) [21](#page=21). Zijn model stelde dat het atoom een heterogene structuur heeft. De periferie bevat elektronen, negatief geladen deeltjes ingebed in een positieve grondmaterie, waardoor het totale atoom een neutraal deeltje is [22](#page=22). #### 2.1.4 Rutherford Rutherfords atoommodel beschreef het atoom als een ijle ruimte met een positieve kern waarrond elektronen bewegen. Alle massa bevindt zich in de kern. In een later stadium identificeerde hij de positieve deeltjes als protonen [23](#page=23). #### 2.1.5 Chadwick Chadwick breidde het atoommodel uit door te stellen dat de atoomkern zowel positief geladen deeltjes (protonen) als neutrale deeltjes (neutronen) bevat. Dit leidde tot het begrip 'isotoop': atomen met hetzelfde aantal protonen en elektronen, maar een verschillend aantal neutronen [24](#page=24). > **Tip:** Het fundamentele probleem dat bleef bestaan na deze modellen was de vraag waarom de elektronen niet op de kern vielen [25](#page=25). ### 2.2 Het Bohr-atoommodel Bohr introduceerde het idee dat elektronen welbepaalde energie-inhouden hebben. Slechts specifieke energie-inhouden kunnen worden opgeslagen, niet willekeurige waarden. Een elektron kan van het ene energieniveau naar een hoger niveau overgaan, en bij terugval naar een lager niveau straalt het elektron het energieverschil uit [26](#page=26). #### 2.2.1 Visuele voorstelling van Bohr's model Volgens Bohr bewegen elektronen op specifieke banen rond de kern, deze banen worden schillen genoemd. Afhankelijk van de schil hebben elektronen specifieke energieën, dit zijn de energieniveaus. De potentiële energie wordt bepaald door de afstand van de elektronen tot de kern (grotere afstand betekent hogere energie). De kinetische energie is afhankelijk van de bewegingstoestand en dus van de schil. De totale energie van een elektron is afhankelijk van de schil waarop het zich bevindt; hoe verder verwijderd van de kern, hoe meer energie [28](#page=28). #### 2.2.2 Bohr's voorstelling van het atoommodel Het aantal schillen is beperkt en genummerd vanaf de kern naar buiten. Schillen 1 tot en met 7 komen overeen met schillen K tot en met Q. Het aantal elektronen neemt toe van binnen naar buiten. Het maximum aantal elektronen per schil is $2n^2$, waarbij $n$ het hoofdkwantumgetal is [29](#page=29). * Baan $n=1$ (K schil): maximaal $2 \times 1^2 = 2$ elektronen [29](#page=29). * Baan $n=2$ (L schil): maximaal $2 \times 2^2 = 8$ elektronen [29](#page=29). * Baan $n=3$ (M schil): maximaal $2 \times 3^2 = 18$ elektronen [29](#page=29). * Baan $n=4$ (N schil): maximaal $2 \times 4^2 = 32$ elektronen [29](#page=29). * Voor banen $n>4$ is het maximum ook 32 elektronen [29](#page=29). ### 2.3 Verfijning van het Bohr-model: Sommerfeld en kwantumgetallen #### 2.3.1 Sommerfeld Sommerfeld stelde dat er veel meer energieniveaus aanwezig zijn dan aanvankelijk gedacht. Hij suggereerde dat het hoofdkwantumgetal $n$ verder wordt onderverdeeld in subniveaus, gekenmerkt door het nevenkwantumgetal $l$ [30](#page=30). * $l=0$ komt overeen met s-elektronen en kan maximaal 2 elektronen bevatten [30](#page=30). * $l=1$ komt overeen met p-elektronen en kan maximaal 6 elektronen bevatten [30](#page=30). * $l=2$ komt overeen met d-elektronen en kan maximaal 10 elektronen bevatten [30](#page=30). * $l=3$ komt overeen met f-elektronen en kan maximaal 14 elektronen bevatten [30](#page=30). De volgende tabel geeft een overzicht van de energieniveaus en hun maximale bezetting [31](#page=31): | Hoofd-kwantumgetal $n$ | Neven-kwantumgetal $l$ | Voorstelling | Aantal elektronen max. | | :--------------------- | :--------------------- | :----------- | :--------------------- | | $n=1$ | $l=0$ | $1s^2$ | 2 elektronen | | $n=2$ | $l=0$ | $2s^2$ | 8 elektronen | | | $l=1$ | $2p^6$ | | | $n=3$ | $l=0$ | $3s^2$ | 18 elektronen | | | $l=1$ | $3p^6$ | | | | $l=2$ | $3d^{10}$ | | | $n=4$ | $l=0$ | $4s^2$ | 32 elektronen | | | $l=1$ | $4p^6$ | | | | $l=2$ | $4d^{10}$ | | | | $l=3$ | $4f^{14}$ | | | $n=5$ | $l=0$ | $5s^2$ | 32 elektronen | | | $l=1$ | $5p^6$ | | | | $l=2$ | $5d^{10}$ | | | | $l=3$ | $5f^{14}$ | | | ... | ... | ... | ... | #### 2.3.2 Kwantumgetallen De kwantumgetallen beschrijven de energietoestand van een elektron in een atoom [32](#page=32). * **Hoofd-energieniveau ($n$)**: Dit komt overeen met de 7 verschillende schillen, genummerd vanaf de kern naar buiten (schil K t.e.m. Q). De kleinste waarde van $n$ heeft het laagste energieniveau [33](#page=33). | Schil | K | L | M | N | O | P | Q | | :---- | :-: | :-: | :-: | :-: | :-: | :-: | :-: | | Nummer ($n$) | 1 | 2 | 3 | 4 | 5 | 6 | 7 | * **Sub-energieniveau ($l$)**: Dit is het nevenkwantumgetal, met de hoogste waarde van $l=3$ [33](#page=33). * $l=0 \implies$ s-elektronen (max. 2) * $l=1 \implies$ p-elektronen (max. 6) * $l=2 \implies$ d-elektronen (max. 10) * $l=3 \implies$ f-elektronen (max. 14) Een subniveau is volledig bezet bij $(4l+2)$ elektronen, wat resulteert in $s^2$, $p^6$, $d^{10}$ en $f^{14}$ [33](#page=33). * **Magnetisch energieniveau ($m_l$)**: Elektronen hebben een beperkt aantal banen in elk subenergieniveau. Het aantal banen gaat van $-l$ tot $+l$ [36](#page=36). * Subniveau s: 1 baan [36](#page=36). * Subniveau p: 3 banen [36](#page=36). * Subniveau d: 5 banen [36](#page=36). * Subniveau f: 7 banen [36](#page=36). * **Spin ($m_s$)**: Per baan kunnen maximaal 2 elektronen voorkomen, die tegengestelde spins hebben en zo een doublet vormen [36](#page=36). > **Samenvatting van energieniveaus en bezetting:** Elektronen zijn verdeeld over energieniveaus die in energie verschillen (K, L, M, N,...). Elk hoofdenergieniveau bevat subenergieniveaus die in energie verschillen (s, p, d, f). Elk subniveau bevat een bepaald aantal banen, en elke baan bevat maximaal 2 elektronen [37](#page=37). | Hoofd-kwantumgetal $n$ | Neven-kwantumgetal $l$ | Magnetisch kwantumgetal $m_L$ | Voorstelling | Aantal banen | | :--------------------- | :--------------------- | :--------------------------- | :----------- | :----------- | | $n=1$ | $l=0$ | $m_l=0$ | $1s$ | Op subniveau s: 1 baan | | $n=2$ | $l=0$ | $m_l=0$ | $2s$ | Op subniveau p: 3 banen | | | $l=1$ | $m_l=-1, 0, +1$ | $2p_x, 2p_y, 2p_z$ | | | $n=3$ | $l=0$ | $m_l=0$ | $3s$ | Op subniveau d: 5 banen | | | $l=1$ | $m_l=-1, 0, +1$ | $3p_x, 3p_y, 3p_z$ | | | | $l=2$ | $m_l=-2, -1, 0, +1, +2$ | $3d_1, 3d_2, 3d_3, 3d_4, 3d_5$ | | | $n=4$ | $l=0$ | $m_l=0$ | $4s$ | Op subniveau f: 7 banen | | | $l=1$ | $m_l=-1, 0, +1$ | $4p_x, 4p_y, 4p_z$ | | | | $l=2$ | $m_l=-2, -1, 0, +1, +2$ | $4d_1, ..., 4d_5$ | | | | $l=3$ | $m_l=-3, ..., +3$ | $4f_1, ..., 4f_7$ | | | ... | ... | ... | ... | ... | ### 2.4 Het golfmechanisch atoommodel #### 2.4.1 Louis de Broglie Louis de Broglie suggereerde dat elektronen een tweevoudig karakter vertonen: een deeltjeskarakter (massa) en een golfkarakter (beweging) [39](#page=39). #### 2.4.2 Onzekerheidsprincipe van Heisenberg Volgens Heisenberg heeft een elektron geen vaste plaats, maar bestaat er een waarschijnlijkheid om zich daar te bevinden. Op plaatsen waar de waarschijnlijkheidswolk het dichtst is, is de kans het elektron aan te treffen het grootst. Het is onmogelijk om zowel de positie als de snelheid van een elektron exact te kennen [40](#page=40). #### 2.4.3 Schrödinger Schrödinger ontwikkelde een methode om de waarschijnlijkheid te berekenen om een elektron op een bepaalde plaats rond de atoomkern aan te treffen. Hij bakende gebieden af waar de kans om een elektron aan te treffen groot is, dit worden orbitalen genoemd. Een orbitaal is een "denkbeeldig" gebied waarbinnen de waarschijnlijkheid om het elektron aan te treffen 90% is [41](#page=41). ### 2.5 Atoomorbitalen #### 2.5.1 Types orbitalen Er zijn 4 types orbitalen, elk met een specifieke vorm en grootte [42](#page=42). * **Vorm**: s, p, d, en f orbitalen [42](#page=42). * **Grootte**: Een s orbitaal van schil K is kleiner dan een s orbitaal van schil L, wat wordt aangeduid als $1s < 2s$ [42](#page=42). * **s orbitaal**: Is bolvormig, heeft één oriëntatie en geen opsplitsing [43](#page=43). * **p orbitaal**: Is haltervormig met een knooppunt in de atoomkern en heeft 3 oriëntaties in een magnetisch veld: $p_x$, $p_y$, en $p_z$ [43](#page=43). * **d orbitaal**: Heeft ingewikkelde vormen en 5 oriëntaties [44](#page=44). * **f orbitaal**: Heeft ingewikkelde vormen en 7 oriëntaties [44](#page=44). > **Voorbeeld van kwantumgetallen en orbitalen:** > * $n=2; l=1; m_l=0$ duidt op één van de drie p-orbitalen ($l=1$) op het tweede niveau, bijvoorbeeld $2p_y$ [45](#page=45). > * $n=4; l=0; m_l=0$ duidt op een $4s$ orbitaal [45](#page=45). > * $n=3; l=2; m_l=+1$ duidt op een van de vijf d-orbitalen op het derde niveau [45](#page=45). > * $n=2; l=3; m_l=+2$ is een ongeldige combinatie, aangezien $l$ maximaal $n-1$ kan zijn [45](#page=45). > * $n=1; l=0; m_l=+1$ is een ongeldige combinatie, aangezien voor $l=0$ ($s$-orbitaal) $m_l$ alleen 0 kan zijn [45](#page=45). #### 2.5.2 Toepassingen van kwantumgetallen De volgende oefeningen illustreren de toepassing van kwantumgetallen [46](#page=46): 1. Bepaal de waarden van $n$, $l$, en $m_l$ voor: a) $1s$: $n=1, l=0, m_l=0$ b) $4d^2$: $n=4, l=2, m_l \in \{-2, -1, 0, 1, 2\}$ (specificeert één van de vijf $d$-orbitalen) c) $2s$: $n=2, l=0, m_l=0$ d) $3p_z$: $n=3, l=1, m_l=0$ (aangezien $p_z$ een specifieke oriëntatie binnen de $p$-orbitalen is) 2. Welke orbitalen worden aangeduid door: a) $n=4; l=2; m_l=-1$: Een $4d$ orbitaal (specifiek één van de vijf $d$-orbitalen) b) $n=3; l=1; m_l=0$: Een $3p$ orbitaal (specifiek $3p_y$ als we $m_l=0$ aan de $y$-as koppelen, of $3p_z$ als we deze aan de z-as koppelen, afhankelijk van de conventie). Het tekenen van elektronenwolken voor atomen zoals Neon volgens de modellen van Bohr, Sommerfeld en Schrödinger met verschillende kleuren is een waardevolle oefening om de concepten te visualiseren [46](#page=46). --- # Elektronenconfiguraties en het periodiek systeem Dit onderdeel behandelt de regels voor het opstellen van elektronenconfiguraties en de structuur van het periodiek systeem. ### 3.1 Elektronenconfiguraties Elektronenconfiguraties beschrijven de verdeling van elektronen over de orbitalen van een atoom. Ze worden weergegeven als een code waarbij het eerste cijfer het hoofdniveau (schil) aangeeft, de letter het subniveau (orbitaaltype) en het tweede cijfer het aantal elektronen in dat orbitaal [47](#page=47). #### 3.1.1 Notatie * **Standaardnotatie:** Een voorbeeld is 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹ voor natrium (Na) [47](#page=47). * **Verkorte notatie:** Dit maakt gebruik van de elektronenconfiguratie van het voorgaande edelgas om de kernconfiguratie weer te geven, gevolgd door de configuratie van de valentie-elektronen. Voorbeeld: [Ne 3s¹ voor natrium (Na) [48](#page=48). * **Orbitaalrepresentatie:** Orbitalen kunnen worden voorgesteld als vakjes, waarbij elektronen worden weergegeven als pijltjes (↑ of ↓). Twee elektronen in hetzelfde orbitaal moeten tegengestelde spins hebben en vormen een doublet [47](#page=47). #### 3.1.2 Regels voor het opstellen van elektronenconfiguraties Er zijn drie fundamentele regels die de opbouw van elektronenconfiguraties bepalen: ##### 3.1.2.1 Regel van de minimale energie Atomen streven naar de meest stabiele toestand, wat overeenkomt met de laagst mogelijke energie. Dit betekent dat orbitalen met een lagere energie-inhoud eerst worden gevuld voordat orbitalen met een hogere energie worden bezet. De volgorde van opvulling wordt bepaald door de 'diagonaalregel' [49](#page=49): 1s → 2s → 2p → 3s → 3p → 4s → 3d → 4p → 5s → 4d → 5p → 6s → 4f → 5d → 6p → 7s → 5f → 6d → 7p [49](#page=49). ##### 3.1.2.2 Regel van Hund Binnen een subniveau met gelijksoortige orbitalen (bijvoorbeeld de p-orbitalen) zullen elektronen zich zoveel mogelijk ongepaard verspreiden met dezelfde spin. Dit resulteert in een maximaal aantal ongepaarde elektronen. Elektronen vullen eerst elk orbitaal van een subniveau één voor één voordat er paren worden gevormd, en ongepaarde elektronen hebben altijd dezelfde spin (meestal gesymboliseerd als ↑) [50](#page=50). ##### 3.1.2.3 Pauli-verbod Dit principe stelt dat geen twee elektronen in een atoom exact dezelfde set van vier kwantumgetallen kunnen hebben. Dit impliceert dat een orbitaal maximaal twee elektronen kan bevatten, en deze twee elektronen moeten tegengestelde spintoestanden hebben [51](#page=51). #### 3.1.3 Stabiliteitsregels Bepaalde elektronenconfiguraties leiden tot extra stabiliteit: * **Edelgasconfiguratie:** Een buitenste schil met acht elektronen (typisch s²p⁶) is zeer stabiel [52](#page=52). * **Volledig bezette subschil:** Wanneer alle orbitalen van een bepaald type binnen een subschil volledig bezet zijn (bijvoorbeeld een p⁶-configuratie), is dit energetisch stabieler dan een gedeeltelijk bezette subschil [52](#page=52). * **Half bezette subschil:** Wanneer alle orbitalen van een bepaald type binnen een subschil één elektron bevatten, is dit ook een stabiele configuratie [52](#page=52). #### 3.1.4 Uitzonderingen en speciale gevallen * **Inversies:** Soms wijken waargenomen elektronenconfiguraties af van de voorspelde configuraties door de stabiliteit van volledig of half bezette d-subschillen. Bijvoorbeeld, de verwachte configuratie voor koper (Cu) is 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s²3d⁹, maar de waargenomen configuratie is 1s²2s²2p⁶3s²3p⁶4s¹3d¹⁰ [53](#page=53). * **Anionen:** Bij de vorming van een anion worden elektronen toegevoegd aan de buitenste schil. Bijvoorbeeld, voor zuurstof (O) met de configuratie 1s²2s²2p⁴, wordt het O²⁻ anion 1s²2s²2p⁶ [53](#page=53). * **Kationen:** Bij de vorming van een kation worden elektronen verwijderd, meestal uit de buitenste s-orbitalen eerst. Voor magnesium (Mg) met de configuratie 1s²2s²2p⁶3s², vormt Mg²⁺ de configuratie 1s²2s²2p⁶ [53](#page=53). #### 3.1.5 Toepassingen * Bepaal de elektronenconfiguratie van bepaalde elementen [54](#page=54). * Identificeer elementen in grondtoestand of aangeslagen toestand op basis van hun elektronenconfiguratie [54](#page=54). ### 3.2 Het periodiek systeem (PSE) Het periodiek systeem is een tabel die de elementen ordent op basis van hun atoomnummer, elektronenconfiguratie en terugkerende chemische eigenschappen [59](#page=59). #### 3.2.1 Opbouw: groepen en perioden * **Groepen (kolommen):** * **Hoofdgroepen (a-groepen):** Deze groepen (Ia tot O(nul)) delen dezelfde buitenste elektronenbezetting, wat leidt tot vergelijkbare chemische eigenschappen. De buitenste elektronen worden valentie-elektronen genoemd. De hoofdgroepen zijn: Ia (alkalimetalen), IIa (aardalkalimetalen), IIIa (aardmetalen), IVa (koolstofgroep), Va (stikstofgroep), VIa (zuurstofgroep), VIIa (halogenen), en O(nul)-groep (edelgassen) [61](#page=61). * **Nevengroepen (b-groepen) of transitie-elementen:** Verticale analogieën in deze groepen betekenen hetzelfde maximale aantal valentie-elektronen, maar elektronen kunnen verschillende orbitalen bezetten. Horizontale analogieën in dezelfde periode van b-groepen delen hetzelfde aantal s-elektronen op de buitenste schil [63](#page=63). * **Inner-transitie-elementen (c-groepen):** Dit zijn de lanthaniden en actiniden, die verschillen in de opvulling van f-orbitalen [63](#page=63). * **Perioden (rijen):** Elementen in dezelfde periode hebben hetzelfde aantal schillen. Het nummer van de periode correspondeert met het aantal bezette schillen [63](#page=63). #### 3.2.2 Eigenschappen van hoofdelementen Elementen uit de hoofgroepen kunnen worden onderverdeeld in: * **Metalen:** Gelegen links onder de 'trapvorm' in het PSE. Ze geleiden warmte en vormen meestal glanzende vaste stoffen bij kamertemperatuur. Metaalkarakter neemt toe van rechts naar links en van boven naar onder [62](#page=62). * **Niet-metalen:** Gelegen rechtsboven in de tabel, plus waterstof. Ze zijn gassen of broze vaste stoffen en slechte geleiders. Niet-metaalkarakter neemt toe van links naar rechts en van onder naar boven [62](#page=62). * **Elementen met zowel metaal- als niet-metaalkarakter:** Bevinden zich langs de scheidingslijn tussen metalen en niet-metalen [62](#page=62). #### 3.2.3 Opbouw: blokken Het periodiek systeem kan ook worden ingedeeld in blokken op basis van het subniveau dat als laatste wordt gevuld: * **s- en p-blok:** Bevatten de hoofdelementen; het laatste gevulde subniveau is een s- of p-subniveau [64](#page=64). * **d-blok:** Bevat de overgangselementen; het laatste gevulde subniveau is een d-subniveau [64](#page=64). * **f-blok:** Bevat de lanthaniden en actiniden; het laatste gevulde subniveau is een f-subniveau [64](#page=64). * **Edelgassen:** Kenmerken zich door een volledig gevuld s- en p-subniveau in de buitenste schil (s²p⁶-configuratie), wat de edelgasconfiguratie of octetconfiguratie wordt genoemd [64](#page=64). #### 3.2.4 Toepassingen * Het bepalen van de positie van elementen in dezelfde periode of groep en hun correlatie met het aantal valentie-elektronen [65](#page=65). * Het herkennen van edelgassen [65](#page=65). > **Tip:** Begrijp hoe de elektronenconfiguratie de plaats van een element in het periodiek systeem bepaalt, en omgekeerd. Dit is cruciaal voor het voorspellen van chemische eigenschappen. > > **Tip:** Oefen veel met het opstellen van elektronenconfiguraties, zowel de standaard- als de verkorte notatie, en wees alert op de stabiliteitsuitzonderingen. > > **Tip:** Verbindingen tussen groepen, perioden, blokken en de bijbehorende eigenschappen van elementen zijn fundamenteel voor het begrip van het periodiek systeem. --- # Periodieke eigenschappen van elementen Dit deel onderzoekt de periodieke trends in eigenschappen zoals effectieve kernlading, atoomstraal, ionisatie-energie, elektronenaffiniteit en elektronegativiteit, en de concepten van oxidatiegetallen. ### 4.1 Effectieve kernlading ($Z_{eff}$) De effectieve kernlading ($Z_{eff}$) is de netto positieve lading die een elektron ervaart van de kern. Deze is altijd kleiner dan de werkelijke kernlading ($Z$) omdat de aantrekking van de kern wordt afgeschermd door de elektronen in de binnenste schillen. De relatie wordt beschreven door de formule $Z_{eff} = Z - S$, waarbij $Z$ het aantal protonen in de kern is en $S$ het aantal elektronen op dieper gelegen schillen. Binnen een periode en een groep met toenemend atoomnummer neemt de effectieve kernlading toe. Bij transitie-elementen blijft de $Z_{eff}$ nagenoeg constant [66](#page=66). > **Tip:** Houd er rekening mee dat $Z_{eff}$ conceptueel nuttig is voor het begrijpen van trends, maar de $S$-waarde (afschermingsconstante) is niet altijd eenvoudig te berekenen zonder specifieke regels (zoals de regels van Slater). ### 4.2 Grootte van de atomen (atoomstraal) De atoomstraal is een maat voor de grootte van een atoom. Er zijn verschillende factoren die de atoomstraal beïnvloeden, zoals de kernlading, het aantal schillen en de afscherming door andere elektronen [68](#page=68). #### 4.2.1 Trends in groepen Binnen een groep neemt de atoomstraal toe van boven naar onder. Dit komt doordat het aantal schillen toeneemt, wat resulteert in een grotere afstand tussen de valentie-elektronen en de kern. Hoewel de kernlading ook toeneemt, overheersen de effecten van het grotere aantal schillen en de toegenomen afscherming van binnenste elektronen [68](#page=68). #### 4.2.2 Trends in periodes Binnen een periode nemen de hoofdgroepen af van links naar rechts. Dit komt voornamelijk door de toenemende kernlading die de valentie-elektronen sterker aantrekt, terwijl het aantal schillen gelijk blijft. Bij de nevengroepen (transitie-elementen) blijft de atoomstraal nagenoeg constant, omdat de extra elektronen worden toegevoegd aan een interne d-orbitaal, wat de afscherming van de buitenste schil beïnvloedt [69](#page=69). #### 4.2.3 Ionenstralen * **Kationen (positieve ionen):** De straal van kationen is kleiner dan die van hun neutrale atomen. Dit komt doordat er minder elektronen zijn, waardoor de aantrekkingskracht van de kern per elektron groter wordt, en er mogelijk ook een schil minder is. Bijvoorbeeld, de straal van $\text{Na}^+$ is kleiner dan die van $\text{Na}$ [70](#page=70). * **Anionen (negatieve ionen):** De straal van anionen is groter dan die van hun neutrale atomen. Dit komt doordat er meer elektronen zijn, wat leidt tot een grotere afstoting tussen de elektronen en een minder efficiënte afscherming van de kern. Bijvoorbeeld, de straal van $\text{F}^-$ is groter dan die van $\text{F}$ [70](#page=70). ### 4.3 Ionisatie-energie (I.E.) De ionisatie-energie is de energie die nodig is om een elektron volledig te onttrekken aan een atoom of ion in de gasfase. Dit proces kan als volgt worden weergegeven [71](#page=71): $$ \text{atoom} + \text{I.E.} \rightarrow \text{positief ion} + \text{e}^- $$ [71](#page=71). De ionisatie-energie wordt uitgedrukt in elektronvolt (eV) per atoom of kilojoule per mol (kJ/mol). Er zijn opeenvolgende ionisatie-energieën: I.E.1 is de energie om het eerste elektron te verwijderen, I.E.2 om het tweede, enzovoort. De opeenvolgende ionisatie-energieën nemen toe naarmate meer elektronen worden onttrokken [71](#page=71) [72](#page=72). > **Voorbeeld:** De eerste ionisatie-energie van Lithium (Li) om $\text{Li}^+$ te vormen is lager dan de tweede ionisatie-energie van Beryllium (Be) om $\text{Be}^{2+}$ te vormen, omdat het verwijderen van een elektron uit een stabiele edelgasconfiguratie (zoals na het verwijderen van 2 elektronen uit Be) veel meer energie vereist. #### 4.3.1 Factoren die I.E. beïnvloeden De ionisatie-energie hangt af van: * **Afstand tot de kern:** Hoe verder het elektron van de kern is, hoe kleiner de aantrekkingskracht en hoe lager de I.E. [72](#page=72). * **Kernlading:** Een hogere kernlading leidt tot een sterkere aantrekking en dus een hogere I.E. [72](#page=72). * **Hoofdkwantumgetal ($n$):** Een hoger hoofdkwantumgetal betekent dat het elektron zich op een grotere schil bevindt, wat resulteert in een lagere I.E. [72](#page=72). * **Afscherming:** Sterkere afscherming door binnenste elektronen vermindert de aantrekkingskracht van de kern op het valentie-elektron, wat leidt tot een lagere I.E. [72](#page=72). #### 4.3.2 Trends in periodes Binnen een periode neemt de eerste ionisatie-energie toe als het atoomnummer ($Z$) stijgt. Dit komt door de toenemende kernlading. Echter, er zijn afwijkingen door speciale elektronenconfiguraties [74](#page=74): * De I.E. van Stikstof (N) is hoger dan die van Zuurstof (O). Dit komt doordat Stikstof een half gevuld p-orbitaal heeft ($2p^3$), wat stabieler is dan de $2p^4$ configuratie van Zuurstof. Het verwijderen van een elektron uit Zuurstof leidt tot de stabielere configuratie van Stikstof [74](#page=74). * De I.E. van Magnesium (Mg) is hoger dan die van Aluminium (Al). Bij Magnesium wordt een elektron verwijderd uit een volledig gevuld 3s-subniveau ($3s^2$), wat minder gunstig is dan het verwijderen van een elektron uit het 3p-subniveau van Aluminium ($3p^1$) [74](#page=74). #### 4.3.3 Trends in groepen Binnen een groep neemt de eerste ionisatie-energie af als het atoomnummer ($Z$) stijgt. Hoewel de kernlading toeneemt, wegen de effecten van een groter hoofdkwantumgetal en een grotere afscherming zwaarder [75](#page=75). ### 4.4 Elektronenaffiniteit (E.A.) Elektronenaffiniteit is de energieverandering die optreedt wanneer een elektron wordt toegevoegd aan een gasvormig atoom om een negatief ion te vormen [77](#page=77). $$ \text{atoom} + \text{e}^- \rightarrow \text{negatief ion} + \text{E.A.} $$ [77](#page=77). Een hogere elektronenaffiniteit betekent dat het atoom het elektron gemakkelijker opneemt. De elektronenaffiniteit neemt toe van links naar rechts en van onder naar boven in het periodiek systeem. Dit geldt als de kernlading groter is, het hoofdkwantumgetal kleiner is en de afscherming van elektronen kleiner is [77](#page=77) [78](#page=78). > **Tip:** De termen "neemt toe" voor E.A. kunnen misleidend zijn, omdat een grotere (meer negatieve) energieverandering wijst op een sterkere affiniteit. Soms wordt de term "positiever" geassocieerd met een hogere affiniteit (minder negatieve waarde). Let op de definitie in de context. ### 4.5 Elektronegativiteit (E.N.) Elektronegativiteit is een maat voor de neiging van een gebonden atoom om de gebonden elektronen naar zich toe te trekken [80](#page=80). * **Trend in periodes:** Binnen een periode neemt de elektronegativiteit toe als het atoomnummer ($Z$) stijgt [80](#page=80). * **Trend in groepen:** Binnen een groep neemt de elektronegativiteit af als het atoomnummer ($Z$) stijgt [80](#page=80). Elementen met een hoge elektronegativiteit trekken gemakkelijk elektronen aan, terwijl elementen met een lage elektronegativiteit dit minder goed doen [80](#page=80). ### 4.6 Oxidatiegetal Het oxidatiegetal (ook wel oxidatietoestand genoemd) is een getal dat de lading van een atoom aangeeft wanneer de verschuiving van de bindings-elektronen volledig zou zijn. Het wordt meestal weergegeven als een Romeins cijfer, voorafgegaan door een plus- of minteken. De hoogste positieve oxidatiegetallen komen overeen met het groepsnummer voor de hoofdgroepen (I tot VII). Negatieve oxidatiegetallen ontstaan wanneer de groepsnummer-8 wordt toegepast (bv. groep VIa heeft laagste -II) [81](#page=81) [82](#page=82). #### 4.6.1 Oxidatiegetallen van hoofdgroepen | Groepsnummer | Ia | IIa | IIIa | IVa | Va | VIa | VIIa | | :----------- | :--- | :--- | :--- | :--- | :--- | :--- | :--- | | Hoogste +OG | +I | +II | +III | +IV | +V | +VI | +VII | | Laagste -OG | - | - | - | -IV | -III | -II | -I | | Lading + ion | 1+ | 2+ | 3+ | 4+ | | | | | Lading - ion | | | | | 3- | 2- | 1- | > **Tip:** Het begrijpen van oxidatiegetallen is cruciaal voor het werken met redoxreacties en de naamgeving van chemische verbindingen. De periodieke trends helpen bij het voorspellen van de meest voorkomende oxidatietoestanden. --- ## Veelgemaakte fouten om te vermijden - Bestudeer alle onderwerpen grondig voor examens - Let op formules en belangrijke definities - Oefen met de voorbeelden in elke sectie - Memoriseer niet zonder de onderliggende concepten te begrijpen

| Term | Definition | |------|------------| | Atoom | De kleinste eenheid van een chemisch element die zijn unieke chemische eigenschappen behoudt, bestaande uit een positieve kern en omringende negatieve elektronen. | | Kern | Het centrale, dichte deel van een atoom dat bestaat uit protonen en neutronen, en waar de positieve lading geconcentreerd is. | | Proton | Een elementair deeltje met een positieve lading ($+1,6 \times 10^{-19}$ C) en een massa van ongeveer $1,673 \times 10^{-27}$ kg, dat zich in de atoomkern bevindt. | | Neutron | Een elementair deeltje zonder elektrische lading en met een massa vergelijkbaar met die van een proton (ongeveer $1,675 \times 10^{-27}$ kg), dat zich in de atoomkern bevindt. | | Elektron | Een elementair deeltje met een negatieve lading ($-1,6 \times 10^{-19}$ C) en een zeer kleine massa (ongeveer $9,11 \times 10^{-31}$ kg), dat zich buiten de atoomkern in schillen bevindt. | | Atoomnummer (Z) | Het aantal protonen in de kern van een atoom, dat de identiteit van een chemisch element bepaalt en het rangnummer in het periodiek systeem aangeeft. | | Massagetal (A) | Het totale aantal protonen en neutronen in de kern van een atoom, wat een benadering geeft van de absolute atoommassa. | | Isotoop | Een atoomsoort van een bepaald element dat hetzelfde aantal protonen (atoomnummer Z) heeft, maar een verschillend aantal neutronen (massagetal A), wat resulteert in verschillende massa's. | | Absolute atoommassa | De werkelijke massa van een individueel atoom, meestal uitgedrukt in kilogram (kg) of atomaire massa-eenheden (u). | | Relatieve atoommassa | De verhouding van de gemiddelde massa van een atoom van een element tot een standaard massa-eenheid, rekening houdend met de natuurlijke abundantie van zijn isotopen. | | Massadefect | Het verschil tussen de berekende massa van een atoomkern (som van de massa's van individuele nucleonen) en de werkelijke gemeten massa van die kern, wat duidt op de omzetting van massa naar bindingsenergie volgens $E=mc^2$. | | Atoommodel | Een theoretische voorstelling van de structuur van een atoom, ontwikkeld door verschillende wetenschappers door de geschiedenis heen, zoals het model van Thomson, Rutherford, Bohr en het kwantummechanisch model. | | Kwantumgetal | Een set getallen die de eigenschappen van elektronen in atomen beschrijven, waaronder het hoofdkwantumgetal (n), nevenkwantumgetal (l), magnetisch kwantumgetal (mL) en spinkwantumgetal (ms). | | Hoofdkwantumgetal (n) | Beschrijft het energieniveau of de schil van een elektron in een atoom, waarbij hogere waarden van n een grotere afstand tot de kern en een hogere energie aangeven. | | Nevenkwantumgetal (l) | Beschrijft de vorm van het orbitaal en de subniveaus (s, p, d, f) binnen een hoofdschil, met waarden van 0 tot n-1. | | Magnetisch kwantumgetal (mL) | Beschrijft de oriëntatie van een orbitaal in de ruimte binnen een subniveau, met waarden van -l tot +l. | | Spinkwantumgetal (ms) | Beschrijft de intrinsieke hoekmomentum van een elektron, dat twee mogelijke waarden heeft, meestal aangeduid als spin-up ($+\frac{1}{2}$) en spin-down ($-\frac{1}{2}$). | | Atoomorbitaal | Een wiskundige functie die de waarschijnlijkheid beschrijft om een elektron te vinden in een bepaald gebied rond de atoomkern, met specifieke vormen (s, p, d, f) en oriëntaties. | | Elektronenconfiguratie | De specifieke rangschikking van elektronen in de orbitalen en energieniveaus van een atoom of ion, bepaald door regels zoals de regel van de minimale energie, de regel van Hund en het Pauli-verbod. | | Periodiek systeem (PSE) | Een tabel die alle bekende chemische elementen ordent op basis van hun atoomnummer, elektronenconfiguratie en terugkerende chemische eigenschappen. | | Groep | Een verticale kolom in het periodiek systeem die elementen bevat met vergelijkbare chemische eigenschappen, meestal vanwege een gelijk aantal valentie-elektronen. | | Periode | Een horizontale rij in het periodiek systeem die elementen bevat met hetzelfde aantal hoofdschillen (energiekernen). | | Valentie-elektronen | De elektronen in de buitenste schil van een atoom, die voornamelijk verantwoordelijk zijn voor chemische reacties en bindingen. | | Effectieve kernlading ($Z_{eff}$) | De netto positieve lading die een elektron in een atoom ervaart, rekening houdend met de afscherming door andere elektronen. | | Atoomstraal | De halve afstand tussen de kernen van twee identieke, naburige atomen in een molecuul of kristalrooster, die de grootte van een atoom aangeeft. | | Ionisatie-energie (I.E.) | De minimale energie die nodig is om een elektron volledig te verwijderen uit een atoom of ion in de gasfase. | | Elektronenaffiniteit (E.A.) | De energieverandering die optreedt wanneer een elektron wordt toegevoegd aan een neutraal gasvormig atoom om een negatief ion te vormen. | | Elektronegativiteit (E.N.) | Een maat voor de neiging van een atoom om gebonden elektronen naar zich toe te trekken in een chemische binding. | | Oxidatiegetal | Een hypothetische lading die een atoom zou hebben als alle bindingselektronen volledig zouden zijn overgedragen naar het meest elektronegatieve atoom in de verbinding. |