H3 - atoom - bindingen.pdf

# De opbouw van materie op verschillende schalen Dit onderwerp onderzoekt de hiërarchische structuur van materialen, van subatomaire deeltjes tot macroscopische kenmerken, met een focus op de atomaire schaal voor het verklaren van elastisch gedrag [1](#page=1). ### 1.1 Het belang van verschillende schalen in materiaalkunde De structuur van een materiaal kan op verschillende niveaus worden beschouwd. Deze schalen helpen bij het begrijpen van de eigenschappen en het gedrag van materialen [1](#page=1). #### 1.1.1 Subatomaire schaal Deze schaal behandelt de elementaire deeltjes waaruit atomen zijn opgebouwd en hun gedrag. Dit niveau is relevant voor fysische eigenschappen zoals elektrisch en magnetisch gedrag [1](#page=1). #### 1.1.2 Atomaire schaal Op deze schaal worden de bindingen tussen atomen en hun rangschikking bestudeerd. Dit niveau is cruciaal voor het verklaren van elastisch gedrag van materialen [1](#page=1). #### 1.1.3 Microscopische schaal De microscopische schaal omvat de microstructuur van materialen, die wordt bestudeerd met behulp van licht- en elektronenmicroscopie. Warmtebehandelingen kunnen de microstructuur beïnvloeden [1](#page=1). #### 1.1.4 Macroscopische schaal Deze schaal bestudeert structuuronderdelen bij lagere vergrotingen. Voorbeelden zijn de wapening van beton, de celstructuur in schuim, of de constructie van een sandwichpaneel [1](#page=1) [2](#page=2). ### 1.2 De atoomstructuur De atoomstructuur vormt de basis voor vastestoffysica, chemie en materiaalkunde. Door de geschiedenis heen zijn verschillende atoomtheorieën voorgesteld om ons begrip te verfijnen [2](#page=2). #### 1.2.1 Geschiedenis van de atoomtheorie * **Dalton's atoomtheorie:** Stelde dat materialen verschillen vanwege de samenstelling uit verschillende, harde en ondeelbare atomen [2](#page=2). * **Thompson's ontdekking:** Ontdekte negatief geladen deeltjes, elektronen, en stelde dat een atoom bestaat uit positief geladen materiaal waarin elektronen verdeeld zijn [2](#page=2). * **Rutherford's model:** Ontdekte dat een atoom een kleine, massieve kern bevat die positief geladen protonen bevat, omgeven door elektronen. Het volume van een atoom werd als nagenoeg leeg beschouwd [2](#page=2). * **Bohr's model:** Stelde dat elektronen zich in specifieke banen rond de kern bewegen, waarbij elke baan gekoppeld is aan een discreet energieniveau. Elektronensprongen tussen banen leiden tot energieveranderingen (quanta) [2](#page=2). * **Schrödinger's mechanica:** Toonde aan dat elektronen zich niet op een exacte locatie bevinden, maar in waarschijnlijkheidsgebieden, genaamd orbitalen. Hoewel Bohr's "schillenmodel" niet accuraat is, blijft het concept van elektronen op verschillende energieniveaus geldig [2](#page=2). * * * # De geschiedenis en structuur van het atoom Dit deel verkent de evolutie van atoomtheorieën, van Dalton tot Schrödinger en Chadwick, en beschrijft de componenten van een atoom (protonen, neutronen, elektronen) en hun kwantumgetallen. ### 2.1 Geschiedenis van de atoomtheorie De moderne atoomtheorie is geëvolueerd door de inzichten van vele wetenschappers door de eeuwen heen [2](#page=2). #### 2.1.1 Vroege modellen * **Dalton's theorie:** John Dalton stelde dat materialen verschillen omdat ze bestaan uit verschillende, harde en ondeelbare atomen [2](#page=2). * **Thompson's ontdekking:** J.J. Thompson toonde aan dat atomen uit kleinere deeltjes bestaan en ontdekte het elektron, een negatief geladen deeltje. Hij formuleerde een model waarbij een atoom bestaat uit een positief geladen massa met verdeelde elektronen [2](#page=2). * **Rutherford's kernmodel:** Ernest Rutherford ontdekte dat een atoom voornamelijk leeg is, met een kleine, dense kern die het grootste deel van de massa bevat. Deze kern bestaat uit positief geladen protonen, omgeven door negatief geladen elektronen [2](#page=2). * **Bohr's energieniveaus:** Niels Bohr stelde voor dat elektronen zich in specifieke banen rond de kern bewegen, elk geassocieerd met een discreet energieniveau. Elektronen kunnen van baan veranderen, wat leidt tot veranderingen in energieniveau (kwanta) en bij sprongen naar lagere niveaus, emissie van straling [2](#page=2). * **Schrödinger's orbitaalmodel:** Erwin Schrödinger toonde aan dat de exacte locatie van een elektron niet vastgesteld kan worden; elektronen bevinden zich in waarschijnlijkheidsgebieden genaamd orbitalen. Het concept van verschillende energieniveaus blijft echter geldig [2](#page=2). * **Chadwick's ontdekking:** James Chadwick ontdekte dat de atoomkern naast protonen ook neutronen bevat. Later werd aangetoond dat protonen en neutronen zijn opgebouwd uit quarks [3](#page=3). #### 2.1.2 Belangrijke grondleggers De belangrijkste grondleggers van de atoomtheorie zijn John Dalton, J.J. Thompson, Ernest Rutherford, Niels Bohr, Erwin Schrödinger en James Chadwick [4](#page=4). ### 2.2 De structuur van een atoom Atomen zijn fundamentele bouwstenen van materie en bestaan uit subatomaire deeltjes: protonen, neutronen en elektronen [4](#page=4). #### 2.2.1 Subatomaire deeltjes * **Protonen:** Positief geladen deeltjes met een lading van $1.6 \\times 10^{-19}$ Coulomb en een massa van $1.6726 \\times 10^{-27}$ kg. Het aantal protonen bepaalt het atoomnummer [4](#page=4). * **Neutronen:** Ongeladen deeltjes (neutraal) met een massa van $1.6749 \\times 10^{-27}$ kg. In de meeste atoomkernen is het aantal neutronen gelijk aan het aantal protonen [3](#page=3) [4](#page=4). * **Elektronen:** Negatief geladen deeltjes met een lading van $-1.6 \\times 10^{-19}$ Coulomb. Hun massa is zeer klein ($9.1 \\times 10^{-31}$ kg) en verwaarloosbaar ten opzichte van de massa van de kern [4](#page=4). #### 2.2.2 Atoommassa en -nummer Het atoomnummer wordt gedefinieerd door het aantal protonen in de kern. In neutrale atomen is het aantal protonen gelijk aan het aantal elektronen, wat zorgt voor een gelijke lading. De atoommassa wordt bepaald door de kern (protonen en neutronen). De massa van één mol atomen, bestaande uit Avogadro's getal ($6.02214 \\times 10^{23}$) atomen, wordt de atoommassa genoemd [4](#page=4). #### 2.2.3 Kwantumgetallen en orbitalen De toestand van elektronen rond de atoomkern wordt beschreven door vier kwantumgetallen. De locatie van een elektron kan niet exact bepaald worden; ze bevinden zich in een orbitaal, een waarschijnlijkheidsgebied. Orbitalen worden aangeduid met de notatie $n\\text{type}^y$ [2](#page=2) [4](#page=4). * **Hoofdquantumgetal (n):** Een strikt positief natuurlijk getal dat het energieniveau van het elektron aangeeft. Hogere waarden van $n$ duiden op hogere energieniveaus, waarbij het verschil tussen opeenvolgende niveaus afneemt met stijgende $n$. Elektronen zoeken het laagst mogelijke energieniveau [4](#page=4). * **Nevenquantumgetal (l):** Een natuurlijk getal strikt kleiner dan $n$, dat de vorm van de orbitaal beschrijft (aangeduid met letters als s, p, d, f). Er is een toename in energieniveau met stijgend $l$ [4](#page=4). * **Magnetisch quantumgetal ($m\_l$):** Een geheel getal, waarvan de absolute waarde maximaal gelijk is aan $l$. Het beschrijft het magnetisch moment van een elektron door de rotatie rond de kern (orbitaal moment) en de elektronenspin [4](#page=4). * **Spinquantumgetal (s):** Beschrijft de intrinsieke draaiing van het elektron, die een waarde kan hebben van $\\frac{1}{2}$ of $-\\frac{1}{2}$ [4](#page=4). Elektronen met dezelfde kwantumgetallen maar tegengestelde spin vormen een elektronenpaar [4](#page=4). #### 2.2.4 Uitsluitingsprincipe van Pauli Het uitsluitingsprincipe van Pauli stelt dat geen twee elektronen in een atoom dezelfde kwantumstaat kunnen hebben; elk elektron moet een unieke combinatie van kwantumgetallen bezitten [5](#page=5). #### 2.2.5 Elektronenconfiguratie Orbitalen worden gevuld volgens stijgend energieniveau. De opvulling van orbitalen leidt tot elektronenconfiguraties, die de basis vormen voor het periodiek systeem. Enkele voorbeelden van elektronenconfiguraties zijn [5](#page=5): * Waterstof: $1s^1$ [5](#page=5). * Helium: $1s^2$ [5](#page=5). * Lithium: $1s^2 2s^1$ [5](#page=5). * Boor: $1s^2 2s^2 2p^1$ [5](#page=5). * Fluor: $1s^2 2s^2 2p^5$ [5](#page=5). * Neon: $1s^2 2s^2 2p^6$ [5](#page=5). * Natrium: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^1$ [5](#page=5). * Chloor: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^5$ [5](#page=5). * IJzer: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^6 4s^2$ [5](#page=5). * Arseen: $1s^2 2s^2 2p^6 3s^2 3p^6 3d^{10} 4s^2 4p^3$ [5](#page=5). #### 2.2.6 Edelgasconfiguratie Edelgassen, zoals helium en neon, hebben volledig gevulde orbitalen, wat een zeer stabiele toestand is. Deze configuratie wordt de edelgasconfiguratie genoemd. Elementen met een tekort aan elektronen om deze configuratie te bereiken, neigen deze aan te gaan (niet-metalen), terwijl elementen met een overschot geneigd zijn deze af te staan (metalen) [6](#page=6). #### 2.2.7 Verband met het periodiek systeem De elektronenconfiguraties, zoals bepaald door de atoomtheorieën van Bohr en Schrödinger, verklaren de organisatie van het periodiek systeem van elementen, opgesteld door Dimitri Mendelejev. Elementen in verticale kolommen vertonen vergelijkbare chemische eigenschappen. Metalen bevinden zich links en in het midden, niet-metalen rechts, en ertussen de metalloïden [6](#page=6). #### 2.2.8 Invloed op de densiteit De atoommassa en -diameter hebben een directe invloed op de densiteit van een materiaal. Echter, andere hiërarchische niveaus van structuur hebben ook een significant effect op de materiaaldichtheid, zoals geïllustreerd door het verschil tussen massief en schuim aluminium. Figuur 10 toont aan dat de dichtheid van een enkel atoom niet de enige bepalende factor is voor de materiaaldichtheid [7](#page=7). > **Tip:** Begrijpen hoe de subatomaire structuur van een atoom de eigenschappen van materialen beïnvloedt, is cruciaal voor vakken als materiaalkunde en chemie. Besteed extra aandacht aan de kwantumgetallen en hoe deze de elektronenconfiguratie en dus de chemische reactiviteit bepalen [4](#page=4) [5](#page=5). * * * # Interatomaire bindingen en hun invloed op materiaaleigenschappen Interatomaire bindingen vormen de kern van materiaalstructuur en bepalen fundamenteel de fysische en mechanische eigenschappen van materialen, zoals hun dichtheid, smeltpunten en elastisch gedrag [8](#page=8). ### 3.1 De aard van interatomaire bindingen Materialen zijn opgebouwd uit bouwstenen, die atomen, moleculen of macromoleculen kunnen zijn. De krachten die deze bouwstenen bij elkaar houden, kunnen worden onderverdeeld in primaire en secundaire bindingen. Een sterke binding, vergelijkbaar met een stijve veer, vereist veel kracht om de bouwstenen uit elkaar te halen, terwijl een zwakke binding, als een slappe veer, met minder kracht kan worden verbroken [8](#page=8). **Tip:** Houd het verschil tussen materiaalstijfheid (grote spanningen veroorzaken kleine vervormingen) en materiaalsterkte (grote spanningen zijn nodig om falen te veroorzaken) in gedachten [8](#page=8). #### 3.1.1 Primaire bindingen Primaire bindingen zijn de sterkere bindingen die ontstaan door het uitwisselen of delen van valentie-elektronen. De aard van deze bindingen wordt bepaald door de elektronegativiteit van de betrokken atomen [9](#page=9). ##### 3.1.1.a Elektronegativiteit Elektronegativiteit is de neiging van een atoom om elektronen aan te trekken. Atomen streven naar een stabiele edelgasconfiguratie door elektronen op te nemen, af te staan of te delen. Elementen met een hoge elektronegativiteit trekken elektronen sterk aan, terwijl elektropositieve elementen juist geneigd zijn elektronen af te staan. Het verschil in elektronegativiteit tussen atomen is cruciaal voor het type binding dat ontstaat [9](#page=9). ##### 3.1.1.b De ionische binding Ionische bindingen ontstaan tussen atomen met een groot verschil in elektronegativiteit (typisch > 1.7) (#page=9, 10). Een elektropositief atoom staat een elektron af aan een elektronegatief atoom, waardoor beide ionen worden gevormd die elkaar elektrostatisch aantrekken. Deze binding is niet gericht en kan leiden tot dichte stapelingen, wat resulteert in hoge densiteit van materialen. Een voorbeeld is keukenzout (NaCl) [10](#page=10) [11](#page=11) [9](#page=9). ##### 3.1.1.c De covalente binding Covalente bindingen ontstaan wanneer atomen met een beperkt verschil in elektronegativiteit hun valentie-elektronen delen in gemeenschappelijke orbitalen. Deze binding is gericht, wat resulteert in specifieke bindingshoeken. Voorbeelden zijn chloorgas, grafiet en diamant. Diamant, met zijn tetraëdrische structuur, is extreem hard. Grafiet vormt stijve lagen met covalente bindingen, maar de lagen worden bij elkaar gehouden door zwakkere secundaire bindingen, wat het smeerbaar maakt. Covalente bindingen zijn ook aanwezig in polymeerketens [11](#page=11) [12](#page=12). > **Tip:** De rigide driedimensionale structuur van diamant, gevormd door covalente bindingen, verklaart de uitzonderlijke hardheid ervan [11](#page=11). ##### 3.1.1.d De metallische binding Bij metallische bindingen delen de valentie-elektronen van metaalatomen zich met alle naburige atomen, waardoor een "zee van elektronen" ontstaat waarbinnen de positief geladen metaalionen zich bevinden. De aantrekkingskracht tussen de ionen en de elektronenzee zorgt voor de binding. Deze binding is ook niet gericht [13](#page=13). #### 3.1.2 Secundaire bindingen Secundaire bindingen zijn zwakkere bindingen die ontstaan door permanente of niet-permanente elektrische dipolen. Er is geen sprake van het delen of uitwisselen van valentie-elektronen [13](#page=13). ##### 3.1.2.a Niet-permanente (geïnduceerde) dipoolbindingen Tussen neutrale atomen of moleculen kunnen door fluctuaties in de ladingsverdeling tijdelijke dipolen ontstaan. Wanneer een apolair atoom in de buurt komt van een atoom met een tijdelijke dipool, kan dit een geïnduceerde dipool in het naburige atoom veroorzaken. Dit principe is belangrijk bij het vloeibaar maken van edelgassen en verklaart de extreem lage smelt- en kooktemperaturen van materialen met dit bindtype [14](#page=14). > **Voorbeeld:** Argon, een edelgas, vormt dankzij geïnduceerde dipolen vloeibare aggregaten bij lage temperaturen [14](#page=14). ##### 3.1.2.b Permanente dipoolbindingen In sommige moleculen bestaan permanente dipolen door een asymmetrische rangschikking van geladen regio's. Een voorbeeld is de C-F-binding, waarbij fluor een partiële negatieve lading krijgt en koolstof een partiële positieve lading [14](#page=14). De sterkste vorm van secundaire binding is de **waterstofbinding**, die optreedt wanneer waterstof covalent gebonden is aan zeer elektronegatieve elementen zoals fluor, stikstof of zuurstof. De sterke aantrekking tussen de positief geladen waterstof van het ene molecuul en de negatief geladen zuurstof van een ander molecuul verklaart de relatief hoge kooktemperaturen van stoffen als water. Secundaire bindingen tussen polymeerketens in materialen zoals polyethyleen zijn ook voorbeelden van permanente dipoolbindingen [15](#page=15). ### 3.2 Bindingen in verschillende materiaalklassen Materialen kunnen worden geclassificeerd op basis van hun dominante bindingstype: * **Metalen:** primair metallische bindingen [15](#page=15). * **Polymeren:** zowel intramoleculaire covalente bindingen als intermoleculaire secundaire bindingen [15](#page=15). * **Keramische materialen:** vaak een gemengd ionisch-covalent karakter [15](#page=15). #### 3.2.1 Invloed van bindingstype op smeltpunten en stijfheid Het smeltpunt van een materiaal is een indicatie van de bindingsenergie, aangezien er voldoende thermische energie nodig is om de cohesieve bindingen te verbreken. Materialen met sterke primaire bindingen, zoals diamant (covalent) en koper (metaal), hebben doorgaans hoge smeltpunten. Materialen met zwakkere secundaire bindingen, zoals polyethyleen, hebben lagere smeltpunten of vervormen geleidelijk bij verhitting. De sterkte van de binding correleert ook met de stijfheid van het materiaal [16](#page=16) [17](#page=17). > **Tabel 2:** Smelttemperatuur en Young's modulus van verschillende materialen [17](#page=17). MateriaalBindingstypeSmeltpunt (°C)Young's Modulus (GPa)DiamantCovalent35501200KoperMetaal1085120Keukenzout (NaCl)Ionisch80140PolyethyleenCovalent en secundair120\*1 \*Bemerk dat polyethyleen geen preciese smelttemperatuur heeft, maar gradueel verweekt boven de 120°C [17](#page=17). ### 3.3 Invloed van de binding op het elastisch gedrag Het elastisch gedrag van materialen kan worden verklaard aan de hand van de interactie tussen atomen of ionen. Wanneer twee geladen ionen op een bepaalde afstand $D$ van elkaar staan, oefenen ze aantrekkingskrachten uit, zoals de Coulombkracht [17](#page=17): $$F\_{\\text{aantrekking}} = -\\frac{k\_0 \\cdot Z\_1 \\cdot Z\_2}{D^2}$$ [17](#page=17). Bij zeer kleine afstanden ontstaat er ook een afstotende kracht door de overlapping van elektronenwolken en de afstoting van kernen. De netto bindingskracht wordt nul op een evenwichtsafstand $a\_0$, waar de energie minimaal is. Wanneer de bouwstenen van deze evenwichtspositie worden verplaatst, ontstaat er een veerkracht, vergelijkbaar met de wet van Hooke. De lineaire relatie tussen kracht en verplaatsing nabij de evenwichtspositie verklaart het elastisch gedrag onder trek en druk. Dwarscontractie, waarbij een materiaal in de breedte dunner wordt wanneer het in de lengte wordt uitgerekt, kan eveneens vanuit de atomaire schaal worden verklaard [17](#page=17) [18](#page=18). * * * ## 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 | |------|------------| | Atoomnummer | Het atoomnummer identificeert een atoom en wordt bepaald door het aantal protonen in de atoomkern. Dit getal is uniek voor elk element in het periodiek systeem. | | Materiaaldichtheid | De materiaaldichtheid is de massa per volume-eenheid van een materiaal, uitgedrukt in kilogram per kubieke decimeter of andere eenheden. Het wordt beïnvloed door atoommassa, atoomdiameter en de manier waarop de atomen zijn gerangschikt. | | Valelektronen | Valelektronen zijn de elektronen die zich in de buitenste elektronenschil van een atoom bevinden. Deze elektronen spelen een cruciale rol bij het vormen van chemische bindingen tussen atomen. | | Elektronegativiteit | Elektronegativiteit is de maat voor de neiging van een atoom om elektronen aan te trekken in een chemische binding. Elementen met een hoge elektronegativiteit trekken elektronen sterker aan dan elementen met een lage elektronegativiteit. | | Ionische binding | Een ionische binding ontstaat wanneer een atoom een elektron overdraagt aan een ander atoom, waardoor beide atomen geladen ionen worden (een positief en een negatief ion). De elektrostatische aantrekkingskracht tussen deze tegengesteld geladen ionen vormt de binding. | | Covalente binding | Een covalente binding wordt gevormd door het delen van valentie-elektronen tussen twee atomen. Deze bindingen komen veel voor in moleculen en creëren sterke, gerichte verbindingen tussen atomen. | | Metallische binding | De metallische binding bestaat in metalen en wordt gekenmerkt door een "zee" van gedeelde valentie-elektronen die de positief geladen metaalionen binden. Deze binding is niet gericht en verklaart de geleidbaarheid en ductiliteit van metalen. | | Secundaire bindingen | Secundaire bindingen, ook wel Van der Waals-krachten genoemd, zijn zwakkere intermoleculaire krachten die voortkomen uit tijdelijke of permanente elektrische dipolen. Ze zijn essentieel voor de interactie tussen moleculen die geen primaire bindingen vormen. | | Waterstofbinding | Een waterstofbinding is een speciaal type secundaire binding dat optreedt wanneer waterstof covalent gebonden is aan een sterk elektronegatief element zoals zuurstof, stikstof of fluor. Deze binding is aanzienlijk sterker dan andere Van der Waals-krachten. | | Elastisch gedrag | Het elastisch gedrag van een materiaal verwijst naar het vermogen om terug te keren naar zijn oorspronkelijke vorm na het verwijderen van een aangelegde belasting. Dit gedrag is direct gerelateerd aan de sterkte en aard van de interatomaire bindingen. | | Evenwichtsafstand | De evenwichtsafstand is de optimale afstand tussen twee atomen of bouwstenen in een materiaal waarbij de resulterende bindingskracht nul is. Dit punt komt overeen met de minimale energiepositie van de atomen. |