Materialenleer en Chemie
1 De opbouw van de materie
1.2 Samenstelling van de materie
1.2.1 Bouw van een atoom
De kern bestaat uit positief geladen protonen (p+) en neutronen zonder lading (n) en is bijgevolg
positief geladen. Protonen en neutronen hebben dezelfde massa. De aanwezigheid van neutronen
in de kern is noodzakelijk voor de stabiliteit van de kern. De kern bepaald het gewicht van het
atoom. Voor elk element uit het PSE is het aantal protonen gelijk aan het aantal elektronen.
Elektronen zijn negatief geladen deeltjes en hebben een massa die verwaarloosbaar is. De
elektronen rond de kern vormen een “wolk”. Zij bepalen het volume van het atoom. Er zitten
1/1,67*10-24 protonen en neutronen in 1 gram van eender welke materie. Dit is het getal van
Avogadro: 6,02*1023 deeltjes in 1 gram. De constante 6,02*1023 is gedefinieerd als het aantal
deeltjes per mol, met als eenheid mol-1.
1.2.2 Het atoomnummer
Het atoomnummer (Z) is een geheel getal dat het aantal protonen in de kern aangeeft. Z = Σp
Het atoomnummer bepaalt de aard van het atoom aangezien de verschillende atoomsoorten zich
onderscheiden door de hoeveelheid protonen. Het aantal protonen kunnen wij nooit wijzigen in
een chemische reactie. Alle atomen zijn gerangschikt volgens stijgende atoomnummer in het
periodiek systeem der elementen.
1.2.3 Massagetal
Het massagetal is een geheel getal dat de som van de protonen en de neutronen in de kern van het
atoom aangeeft. A = Σ(p+n) Het aantal neutronen van een atoom kan je berekenen door het
atoomnummer af te trekken van het massagetal. Σn = A – Z
1.2.4 Isotopen
Dit symbool kan voorzien worden van 2 getallen: het massagetal A als superscript en het
atoomnummer Z als subscript: ZAsymbool Isotopen zijn atomen die hetzelfde aantal protonen in
de kern en dus ook hetzelfde aantal elektronen rond de kern hebben, maar een verschillend aantal
neutronen en dus ook een verschillende massa hebben. Isotopen zijn dus ‘afstammelingen’ van
eenzelfde element die onderling alleen verschillen in het aantal neutronen. Isotopen hebben
dezelfde chemische eigenschappen. De relatieve atoommassa van een atoomsoort komt overeen
met het gewogen gemiddelde van de relatieve atoommassa’s van de isotopen. Enkel in Nucleaire
reacties veranderen de atomen (het atoomnummer) zelf.
1.2.5 Relatieve atoommassa
In de natuur komen de isotopen van een element over de gehele aarde in dezelfde verhoudingen
voor. Dit heeft tot gevolg dat ondanks het verschil in massa van istopen, de gemiddelde massa toch
constant is. En anderzijds is de relatieve atoommassa van een atoom niet een geheel getal, vermist
het gaat om een gemiddeld cijfer van alle isotopen samen.
1.2.6 Elektronenconfiguratie
De banen waarin de elektronen bewegen noemt men ook schillen. Het aantal banen is beperkt tot
7. Deze schillen worden aangeduid door een letter (K, L, M, N, O, P, Q) en een schilnummer of
hoofdquantumgetal n (n=1 t.e.m. 7). De energie van de elektronen stijgt naarmate de afstand tot
de kern groter wordt.
,De elektronenschillen
Het aantal elektronen binnen 1 schil is beperkt en wordt bepaald door het hoofdquantumgetal n.
Het max. aantal elektronen per schil = 2*n². Elke hoofdschil bestaat uit een aantal subschillen.
Onder- of subschillen
Deze worden weergegeven door de letters: s (2), p (6), d (10), en f (14). Tussen de haakjes vind je
het max. aantal elektronen terug die de onderschil kan bevatten. Het hoofdquantumgetal bepaalt
hoeveel onderschillen er bestaan binnen een hoofdschil.
Het opbouwprincipe
De K-schil en de s-onderschil hebben het laagste energieniveau. Indien de schil volledig is
opgevuld, begint men aan de volgende schil. De schil met de kleinste energie-inhoud wordt het
eerste opgevuld.
Valentie-elektronen
Het aantal elektronen op de buitenste schil bepaalt de chemische eigenschappen van een atoom.
Deze elektronen worden de valentie-elektronen of bindings-elektronen genoemd. Met deze
elektronen worden bindingen gevormd.
1.2.7 Het periodiek systeem der elementen (PSE) (tabel van Mendeljev)
Er zijn 118 verschillende soorten atomen. 92 atoomsoorten komen voor in de natuur. De overige
zijn kunstmatige atomen die verkregen zijn via kernreacties. De metalen staan links in de tabel, de
niet-metalen staan rechts. Waterstof (H, 1) neemt een aparte plaats in. De edelgassen vormen een
bijzonder groep en staan volledig rechts. De edelgassen zijn chemisch gezien een volledig aparte
groen en vormen éénatomige gassen. Ze komen nooit voor in een verbinding, ze reageren niet met
een ander elemnt noch met zichzelf, doordat ze reeds de edelgasconfiguratie hebben.
Perioden
Een rij van het periodiek systeem noemt men een periode. De elementen van een bepaalde
periode bevatten steeds hetzelfde aantal elektronenschillen. Daar het max. aantal
elektronenschillen gelijk is aan 7, zijn er ook maar 7 perioden.
Groepen
Een kolom van het PSE noemt men een groep. De groepen zijn genummerd van I tot VIII. De
elementen van een bepaalde groep hebben steeds eenzelfde aantal elektronen in de buitenste
schil gelijk aan het groepsnummer. De valentie-elektronen van een atoom bevinden zich in de
buitenste schil. Bij de hoofdgroep-elementen komt het aantal valentie-elektronen overeen met het
nummer van de groep waartoe het element behoort. De elementen uit dezelfde groep hebben
gelijkaardige chemische eigenschappen.
Edelgassen en de edelgasconfiguratie
Er komen nooit meer dan 8 elektronen voor in de buitenste hoofdschil. Deze configuratie van 8
elektronen (s²p6) noemt men de edelgasconfiguratie of octetstructuur. Ze vormen uiterst chemisch
stabiele elementen en vormen éénatomige gassen. Geen enkel edelgas reageert/bindt met een
andere stof. Ze zij chemisch inert. Zij hebben dus GEEN valentie-elektronen. Deze groep krijgt het
getal 0. Andere atomen streven naar deze stabiele toestand.
Metalen
Alle metalen hebben als eigenschap dat ze de elektrische stroom geleiden. De geleidbaarheid
neemt steeds af naarmate de temperatuur toeneemt. Metalen zijn meestal goed vervormbaar
zodat ze in de vorm van draden en platen kunnen worden geproduceerd. Metalen hebben gemeen
dat hun valentie-elektronen niet zo sterk aan de kern gebonden zijn. Alle metalen buiten kwik zijn
vast bij kamertemperatuur. Ze hebben een glanzend uitzicht. Metalen worden verder
,onderverdeeld in: edele, halfedele en onedele metalen. Edele metalen zoals goud komen in de
natuur voor als element. Hoe edeler het metaal, hoe minder snel het zal oxideren door
luchtzuurstof. Onedele metalen zoals ijzer komen in de natuur niet voor als element maar als
verbinding.
Niet-metalen
Het zijn isolatoren. Geen enkel van de niet-metalen heeft een zilverglans en een aantal hebben
felle kleuren. De vaste niet-metalen zijn bros i.p.v. vervormbaar. De groep van niet-metalen
bestaat uit 16 elementen maar komt evenwel het meest voor in de natuur. Niet-metalen willen
hun elektronen niet graag kwijt. Ze trekken zelfs vreemde elektronen aan.
Elektronegativiteit
Dit geeft aan hoe sterk dit element elektronen aantrekt. Hoe groter de elektronegativiteit, hoe
sterker een atoom elektronen aantrekt. Uitgaande van fluor neemt de EN af van rechts naar links
en van boven naar beneden. De maten hebben een erg lage EN. De metalen hebben enkele
elektronen te veel op de buitenste schil die ze kunnen afstaan. Ze staan ze dus af bij een binding,
opdat ze de edelgas-configuratie bekomen. Ze krijgen dan een positieve lading mee. De niet-
metalen gaan elektronen willen opnemen om alzo de edelgas-configuratie te bekomen. Ze krijgen
dan een negatieve lading.
1.3 Soorten stoffen, verbindingen
Alle atomen, behalve de edelgassen hebben dus de neiging om zich te hechten aan andere atomen
met als doel het bereiken van de stabiele edelgasconfiguratie. Metaalatomen streven ernaar al hun
valentie-elektronen weg te geven aan andere atomen. Dit zorgt ervoor dat de voorlaatste schil de
buitenste wordt. Aangezien deze schil dan 8 elektronen heeft, heeft het metaalatoom de
edelgasconfiguratie bereikt. Niet-metalen pakken liever elektronen af van andere atomen om hun
buitenste schil op te vullen tot een octetstructuur bereikt is.
1.3.1 Covalente binding
Wanneer 2 niet-metaalatomen met elkaar in aanraking komen zullen zij zich een aantal elektronen
gemeenschappelijk toe-eigenen om de stabiele octetstructuur te bereiken. Daarom zullen de
valentie-elektronen gedeeld worden zodat alle niet-metaalatomen de octetstructuur bekomen. Bij
een covalente binding is het verschil in elektronegativiteit van da atomen kleiner dan 1,8 à 1,5.
Indien de covalente binding gevormd wordt tussen 2 atomen met ongeveer dezelfde
elektronegativiteit, zullen de bindingselektronen zich precies in het midden tussen de 2 atomen
bevinden. Dit noemt apolaire (niet polaire) covalente binding. Als er 2 atomen met verschillende
elektronegativiteit gebonden zijn via een covalente binding, zullen de bindingselektronen niet in
dezelfde mate gedeeld worden door de 2 atomen. De bindingselektronen schuiven op naar het
meest elektronegatieve atoom waardoor kleine ladingsverschillen ontstaan. Het meest
elektronegatieve krijgt een partiële negatieve lading en het minst elektronegatieve atoom krijgt
een partiële positieve lading. Dit is een polaire covalente binding. Een groepje van niet-
metaalatomen, die door covalente bindingen aan elkaar gekoppeld zijn, noemt men een molecuul.
Tussen 2 atomen in een molecuul kan meer dan één covalente binding zetten. In de covalente
binding worden elektronen gemeenschappelijk gesteld voor de beide bindende atomen.
1.3.2 Ionbinding
Wanneer metaalatomen in contact komen met niet-metaalatomen, zullen de metaalatomen hun
valentie-elektronen afgeven aan de niet-metaalatomen. Zowel de metaalionen als de niet-
metaalionen bereiken hierdoor de octetstructuur. De elektrostatische aantrekking tussen een
positief geladen metaalatoom en een negatief geladen niet-metaalatoom noemt men een
ionbinding. Hier is het verschil in elektronegativiteit meer dan 1,8 à 1,5.
, 1.3.3 Metaalbinding
Wanneer metaalatomen met elkaar in contact komen, zal elk metaalatoom zijn valentie-
elektronen willen afgeven aan een ander atoom. Dat ander atoom is ook een metaalatoom dat zijn
eigen valentie-elektronen al heeft weggegeven en de ontvangen elektronen ook zo snel mogelijk
wil afgeven. Op die manier ontstaan positieve metaalionen met daartussen vrije, beweeglijke
elektronen die tot geen enkel metaalatoom meer behoren. De vrije elektronen doen dienst als een
soort lijm die de positieve metaalionen bij elkaar houdt. Deze binding is de metaalbinding. De
sterkte van een metaalbinding wordt bepaald door de grootte van de metaalatomen en het aantal
vrije elektronen. Dankzij de vrije elektronen zijn metalen goede geleiders van elektrische stroom.
Een ionbinding is sterker naarmate de lading van de ionen groter is. De sterkte van een ionbinding
komt overeen met de sterkte van een metaalbinding. Een covalente binding is sterker dan een
ionbinding terwijl een inter-moleculaire binding zwakker is.
1.4 Moleculen
Een molecule is één deeltje van een verbinding samengehouden door chemische krachten. Een ion
is een atoom of een atoomgroep welke een netto positieve of negatieve lading heeft.
1.4.1 Brutoformule
Een brutoformule geeft weer welke atoomsoorten in het molecuul voorkomen en hoeveel atomen
van elke soort aanwezig zijn. De indices geven het aantal atomen van eenzelfde soort weer. De
metalen worden vooraangeschreven, de verhouding tussen een aantal atomen van dezelfde soort
geeft men aan met het getal rechts onderaan dit element, het aantal keren dat men de ganse
formule neemt, geeft men weer met een coëfficiënt die voor de formule geplaatst wordt, soms
komt een bepaalde groep van atomen in een atoomstructuur meerder keren voor, deze worden
dan tussen haakjes geplaatst en voegt men een index toe.
1.4.2 Structuurformule
De structuurformule toont aan hoe de atomen van een molecuul met elkaar verbonden zijn. De
atomen weergegeven door hun symbool en de bindende elektronenparen worden voorgesteld
door een streepje. Soms worden in de formule ook de vrije elektronenparen getekend en dan
spreekt men van een Lewisstructuur i.p.v. een structuurformule. Een vrije elektronenpaar is een
paar valentie-elektronen dat niet betrokken is in een chemische binding. De structuurformule is
slechts een 2-dimensionale weergave van de structuur.
1.4.3 Ruimtelijke structuur-formule
In een ruimtelijke tekening van een structuurformule wijst een onderbroken getekend
bindingsstreepje naar achteren en het breder wordende bindingsstreepje schuin naar voren. Een
doorgetrokken getekend bindingsstreepje ligt in het vlak van de tekening. Een handige manier om
de 3-dimensionale structuur van een molecuul te visualiseren is het gebruik van een moleculen
bouwdoos ook wel atoommodellen genoemd.
1.5 Ionen
Een ion ontstaat wanneer een atoom of atoomgroep elektronen opneemt. De lading wordt
rechtsboven van het symbool van de atoomsoort geschreven. De elementen uit de nevengroepen
vormen meestal verschillende ionen met verschillende positieve ladingen. De lading van het ion
wordt steeds tussen haakjes vermeld in Romeinse cijfers.
1.5.1 Samengestelde ionen
Samengesteld ionen zijn opgebouwd uit meerder atomen die met covalente bindingen aan elkaar
vastzitten. Eén van de atomen heeft echter niet het verplichte aantal bindingen en heeft bijgevolg
één of meerdere elektronen te veel of te weinig. Hierdoor is het atoom geladen en dus een ion
geworden. De lading wordt niet bij het atoom zelf genoteerd maar bij het ganse groepje.
