Fundamentals of General, Organic and Biological Chemistry in SI Units
Samenvatting Forensische Chemie blok 1.2 van de hoor- en werkcolleges, boek van McMurry (Fundamentals of General, Organic and Biological Chemistry in SI Units) en Bell (Forensic Chemistry)
1. VAN ATOMEN TOT STOFFEN
1.1 Atomen
Atomen zijn opgebouwd uit een atoomkern (+) met hierin protonen en neutronen en een
elektronenwolk (-) met elektronen. Over het algemeen geldt dat elk atoom neutraal is, want
het aantal elektronen is gelijk aan het aantal protonen. Het massagetal van het atoom wordt
bepaald door het aantal protonen plus neutronen in een atoom, weergave is:
massagetal p+ n
atoomnummer Element of pX.
De atoommassa is de gemiddelde massa (in eenheden u) van alle atomen die in de natuur
van een atoomsoort voorkomen: atoommassa= [ ( voorkomen∈de natuur ) ∙ ( massa isotoop ) ].
∑
Isotopen zijn atomen met hetzelfde atoomnummer, maar met een verschillend massagetal;
238 235
evenveel protonen, verschillend aantal neutronen. Voorbeeld: 92U en radioactief 92U .
Over de bouw van een atoom zijn verschillende theorieën geweest:
- Democritus: atomen zijn de kleinste, onscheidbare deeltjes van het leven.
- Aristoteles: wereld bestaat uit vier elementen; vuur, water, lucht en aarde.
- John Dalton: atomen kunnen niet gecreëerd, opgedeeld of vernietigd worden,
verschillende elementen hebben verschillende atoommassa’s. Chemische reacties
zijn herrangschikkingen van atomen en stoffen zijn combinaties van atomen.
- Joseph John Thomson: ontdekte negatief geladen elektron en introduceerde het
plum pudding model (positieve ‘pudding’ met negatieve ‘krenten neutraal atoom).
- Robert Milikan: bepaalde lading en massa van het elektron (olie-druppel experiment).
- Röntgen, Becquerel, Curie en anderen: ontdekten dat atomen ook deelbaar waren in
α-deeltjes (+) radioactiviteit: deeltjes kunnen (spontaan) ioniserende straling
uitzenden.
- Rutherford: ontdekte dat er een solide kern in een atoom aanwezig is met hier
omheen elektronen en ontdekte later het proton (waterstofkern).
- Chadwick: ontdekte neutronen
- Bohr, Heisenberg, De Broglie, Planck en Schrödinger: kwantummechanica.
1.2 Periodiek systeem
Het periodiek systeem (der elementen) is de rangschikking van alle bekende
atoomsoorten (elementen). De ordening van de 7 (horizontale) perioden en 18 (verticale)
groepen is zodanig dat elementen met overeenkomstige eigenschappen onder elkaar staan.
Het nummer van de periode komt overeen met het aantal schillen dat in gebruik is. Het
aantal valentie-elektronen (elektronen in buitenste schil) van de atoomsoorten uit de
groepen is gelijk aan het nummer van de groep (1A t/m 8A). Er zijn drie soorten categorieën:
metalen, niet-metalen en half-metalen (metalloïde).
1.3 Elektronen
Energie is gekwantiseerd; energie (op subatomair niveau) wordt in ‘quanta’ getransporteerd
en niet continue. Max Planck vond een relatie tussen de energie en de frequentie van
c
straling: E=h ⋅f =h ⋅ met h=6,626068 ⋅10
−34
elektromagnetische
gekwantiseerd continue
Js .
λ
Het feit dat energie uit fotonen bestond gebruikte Albert Einstein om het foto-elektrisch effect
te verklaren: “Licht is opgebouwd uit fotonen, die als ze de juiste hoeveelheid energie
hebben een elektron vrij kunnen maken uit materie. Fotonen werken niet samen (hun
energie wordt niet opgeteld, intensiteit kan wel worden verhoogd, energie niet)” E=mc 2.
Bohr kwam met een nieuwe atoombouw waarbij elektronen zich in elektronenschillen om een
vaste afstand rond de kern bevinden (vergelijkbaar met planeetstelsel). Elektronen blijven in
hun baan, omdat ze niet constant straling uitzenden. Ze kunnen wel een precieze
hoeveelheid energie (kwantum) uitzenden of absorberen en van het ene energieniveau naar
een ander ‘springen’. Bij het terugvallen naar de originele baan wordt die gekwantiseerde
energie weer vrijgegeven als licht: spectrale lijnen. Sommige overgangen zijn
2
, Forensische Chemie I Desirée van Tuin
waarschijnlijker dan anderen. Dit is te zien aan fellere spectrale lijnen. De elektronenschillen
bevatten maximaal 2 n2 elektronen, waarbij n=¿nummer van de schil:
K=1, L=2, M =3, N=4 . De binnenschillen hebben een lage (potentiële) energie en spelen
geen rol bij reacties. De buitenste schil daarentegen bevatten de valentie-elektronen, die
betrokken zijn bij chemische reacties. Omdat de valentie-elektronen het minst stevig worden
vastgehouden door het atoom, zijn zij het meest belangrijk in het bepalen van de
eigenschappen van het element.
Het atoommodel van Bohr was nog te simplistisch. Sommerveld veronderstelde dat deze
hoofdschillen (K, L, M, N, etc) onder te verdelen zijn in sub-schillen die een bepaald
maximum aantal elektronen kunnen bevatten: s=2ⅇ , p=6 e , d=10 ⅇ , f =14 ⅇ. Het aantal
sub-schillen gelijk aan n (nummer van de hoofdschil).
De Broglie ging na of elektronen golf- en deeltjeseigenschappen hadden (golf-deeltje
h
dualiteit). Hij combineerde de formule van Einstein en Plank: λ= . Een elektron beweegt
mv
als een staande golf om de kern heen.
Met de visie van De Broglie maakte Schrödinger een beschrijving van een elektron gegeven
door een golffunctie (verloop van een golf in tijd en ruimte). Dit betekende dat de plaats van
elektronen niet in vaste banen om de kern is. Heisenberg gaf aan dat de plaats en impuls
(dus snelheid) van een elektron nooit tegelijkertijd bekend zijn (=onzekerheidsprincipe).
h
Δxx ⋅ Δxp ≥ .
4π
Voor atomen betekend dit dat er een kansverdeling is over de mogelijke posities van
elektronen. Het elektron kan dus overal zijn, het is slechts extreem waarschijnlijk dat het op
bepaalde locaties is en zeer onwaarschijnlijk dat het op andere locaties is. Deze ‘locaties’
zijn orbitalen; het ‘adres’ van elektronen, de ruimte om de kern dat 90% van de tijd het
elektron bevat.
Al deze theorieën geeft het volgende over de elektronen in de atoombouw:
1. Het elektron heeft zowel een golf- als een deeltjeskarakter.
2. Elektronen bevinden zich 90% van de tijd in orbitalen (‘adres van elektron’).
3. Elektronen hebben gekwantiseerde energieniveaus.
1.3.1 Kwantumgetallen
In welk orbitaal een elektron ‘zit’, wordt met vier kwantumgetallen gegeven: het ‘adres’
1. Hoofdkwantumgetal n : het energieniveau (de hoofdschil)
n=1,2,3 , etc
2. Nevenkwantumgetal l : het sub-energieniveau (orbitalen)
l=0,1,2,3=n−1
waarbij: 0=s ,1=p ,2=d ,3=f
3. Magnetisch kwantumgetal m : ruimtelijke oriëntatie
m=−l ,−l+1,. .. , 0,... ,+l−1,+l
s
4. Spinkwantumgetal : spin (parallel of anti-parallel)
−1 1
s= of +
2 2
Voor het bepalen van orbitalen gelden verschillende ‘regels’:
- Aufbau principe: elektronen worden op speciale wijze in orbitalen van oplopende
energie geplaatst;
- Pauli verbodregel: maximaal twee elektronen per orbitaal met verschillende spin;
3
Les avantages d'acheter des résumés chez Stuvia:
Qualité garantie par les avis des clients
Les clients de Stuvia ont évalués plus de 700 000 résumés. C'est comme ça que vous savez que vous achetez les meilleurs documents.
L’achat facile et rapide
Vous pouvez payer rapidement avec iDeal, carte de crédit ou Stuvia-crédit pour les résumés. Il n'y a pas d'adhésion nécessaire.
Focus sur l’essentiel
Vos camarades écrivent eux-mêmes les notes d’étude, c’est pourquoi les documents sont toujours fiables et à jour. Cela garantit que vous arrivez rapidement au coeur du matériel.
Foire aux questions
Qu'est-ce que j'obtiens en achetant ce document ?
Vous obtenez un PDF, disponible immédiatement après votre achat. Le document acheté est accessible à tout moment, n'importe où et indéfiniment via votre profil.
Garantie de remboursement : comment ça marche ?
Notre garantie de satisfaction garantit que vous trouverez toujours un document d'étude qui vous convient. Vous remplissez un formulaire et notre équipe du service client s'occupe du reste.
Auprès de qui est-ce que j'achète ce résumé ?
Stuvia est une place de marché. Alors, vous n'achetez donc pas ce document chez nous, mais auprès du vendeur desireevantuin. Stuvia facilite les paiements au vendeur.
Est-ce que j'aurai un abonnement?
Non, vous n'achetez ce résumé que pour €6,98. Vous n'êtes lié à rien après votre achat.
