Pin
Send
Share
Send


Een atoom (Grieks άτομον van ά: niet en τομον: deelbaar) is een submicroscopische structuur die in alle gewone materie voorkomt. Oorspronkelijk werd aangenomen dat het atoom het kleinst mogelijke ondeelbare materiedeeltje was. Later bleken atomen te zijn samengesteld uit nog kleinere subatomaire deeltjes. Bestaande uit een positief geladen kern omringd door een wolk van negatief geladen elektronen, vertonen atomen de dualiteit van positiviteit en negatief die kenmerkend is voor alle bestaande wezens. Atomen zijn de fundamentele bouwstenen van materie. Ze kunnen worden ingedeeld in elementen en combineren in bepaalde verhoudingen om verbindingen te vormen door ionische of covalente binding. Bij chemische reacties worden ze niet aangemaakt of vernietigd en zouden ze geconserveerd zijn.

Atoom theorie

Atoom structuur

Atomen zijn samengesteld uit drie primaire soorten subatomaire deeltjes:

  • elektronen, die een negatieve lading hebben;
  • protonen, die een positieve lading hebben; en
  • neutronen, die geen lading hebben.

De protonen en neutronen vormen samen de kern van het atoom; een klein, dicht, positief geladen gebied in het midden van het atoom waar het grootste deel van de massa van het atoom zich bevindt. De protonen en neutronen zijn zelf samengesteld uit kleinere deeltjes die quarks worden genoemd. De quarks en de kern zelf worden bijeengehouden door de sterke interactie. Dit is een van de vier interacties van het fysieke universum. De elektronen omringen de kern in een diffuus gebied van negatieve lading dat veel groter is dan de kern zelf en verantwoordelijk is voor de grootte van het atoom. Kwantummechanische berekeningen laten ons zien dat deze elektronen een orbitale structuur hebben die verantwoordelijk is voor de fysische en chemische eigenschappen van het atoom.

Elk type elementair deeltje heeft ook een overeenkomstig antideeltje (zie deeltjesfysica). Aldus kunnen antimaterie-atomen mogelijk worden gevormd, bestaande uit antielectrons, antiprotons en antineutrons.

Atoomgrootte

De grootte van een atoom is niet gemakkelijk te definiëren, omdat de elektronenorbitalen geleidelijk geleidelijk naar nul gaan naarmate de afstand tot de kern toeneemt. Voor atomen die vaste kristallen kunnen vormen, kan de afstand tussen aangrenzende kernen een schatting van de atoomgrootte geven. Voor atomen die geen vaste kristallen vormen, worden andere technieken gebruikt, waaronder theoretische berekeningen. Als voorbeeld wordt de grootte van een waterstofatoom geschat op ongeveer 1,2 x 10-10m. Vergelijk dit met de grootte van het proton, het enige deeltje in de kern van het waterstofatoom dat ongeveer 0,87 × 10 is-15m. De verhouding tussen de grootte van het waterstofatoom en zijn kern is dus ongeveer 100.000. Atomen van verschillende elementen variëren in grootte, maar de afmetingen zijn ongeveer hetzelfde tot op een factor 2 of zo. De reden hiervoor is dat elementen met een grote positieve lading op de kern de elektronen sterker naar het centrum van het atoom trekken.

Elementen en isotopen

Atomen worden over het algemeen geclassificeerd op basis van hun atoomnummer, dat overeenkomt met het aantal protonen in het atoom. Het atoomnummer bepaalt welk element het atoom is. Koolstofatomen zijn bijvoorbeeld die atomen die 6 protonen bevatten. Alle atomen met hetzelfde atoomnummer hebben een grote verscheidenheid aan fysische eigenschappen en vertonen hetzelfde chemische gedrag. De verschillende soorten atomen worden vermeld in het periodiek systeem in volgorde van toenemend atoomnummer.

Het massagetal, atomaire massagetal of nucleonnummer van een element is het totale aantal protonen en neutronen in een atoom van dat element, omdat elk proton of neutron in wezen een massa van 1 amu heeft. Het aantal neutronen in een atoom heeft geen effect op welk element het is. Elk element kan een groot aantal verschillende atomen hebben met hetzelfde aantal protonen en elektronen, maar met een verschillend aantal neutronen. Elk heeft hetzelfde atoomnummer maar een ander massagetal. Dit worden de isotopen van een element genoemd. Bij het schrijven van de naam van een isotoop wordt de elementnaam gevolgd door het massanummer. Koolstof-14 bevat bijvoorbeeld 6 protonen en 8 neutronen in elk atoom, voor een totaal massagetal van 14.

Het eenvoudigste atoom is het waterstofatoom, dat atoomnummer 1 heeft en bestaat uit één proton en één elektron. De waterstofisotoop die ook 1 neutron bevat, wordt deuterium of waterstof-2 genoemd; de waterstofisotoop met 2 neutronen wordt tritium of waterstof-3 genoemd.

De atoommassa vermeld voor elk element in het periodiek systeem is een gemiddelde van de isotoopmassa's die in de natuur worden gevonden, gewogen door hun overvloed.

Waardigheid en binding

Het chemische gedrag van atomen is grotendeels te wijten aan interacties tussen elektronen. Elektronen van een atoom blijven binnen bepaalde, voorspelbare elektronenconfiguraties. Elektronen vallen in schalen op basis van hun relatieve energieniveau, dat meestal wordt weergegeven als hun gemiddelde afstand tot de kern. De elektronen in de buitenste schil, de valentie-elektronen genoemd, hebben de grootste invloed op het chemische gedrag. Kernelektronen (die niet in de buitenste schil) spelen een rol, maar het is meestal in termen van een secundair effect als gevolg van screening van de positieve lading in de atoomkern.

De atomaire orbitale golffuncties van waterstofatoom waterstof. Het hoofdkwantumnummer staat rechts van elke rij en het azimutale kwantumnummer wordt aangegeven met een letter bovenaan elke kolom.

Elke schil, genummerd van degene die zich het dichtst bij de kern bevindt (laagste in energie), kan een specifiek aantal elektronen bevatten vanwege zijn verschillende subniveau en orbitale capaciteit:

  • Shell 1: 2 elektronencapaciteit - s subniveau - 1 orbitaal
  • Shell 2: 8 elektronencapaciteit - s en p subniveaus - 4 orbitalen
  • Shell 3: 18 elektronencapaciteit - s, pen d subniveaus - 9 orbitalen
  • Shell 4: 32 elektronencapaciteit - s, p, den f subniveaus - 16 orbitalen

Om de elektronencapaciteit van een shell te bepalen, de formule 2n ² wordt gebruikt, waar n is het shell-getal of het principekwantumnummer. Elektronen vullen orbitalen en schalen van binnenuit, beginnend met schaal één. Welke bezette shell momenteel het meest naar buiten toe is, is de valentieshell, zelfs al heeft deze maar één elektron.

De reden waarom schelpen vol raken, is dat de energieniveaus van elektronen in de binnenste schalen aanzienlijk lager zijn dan de energieniveaus van elektronen in buitenschalen. Dus als de binnenschillen niet volledig vol zouden zijn, zou het elektron in een buitenschil snel in de binnenschil "vallen" (met de emissie van een foton dat het verschil in energie zou wegvoeren).

Het aantal elektronen in de buitenste valentieschil van een atoom bepaalt het bindingsgedrag. Daarom worden elementen met hetzelfde aantal valentie-elektronen gegroepeerd in het periodiek systeem der elementen. Groep (d.w.z. kolom) 1 elementen bevatten één elektron op hun buitenste schil; Groep 2, twee elektronen; Groep 3, drie elektronen; enz. Als algemene regel geldt: hoe minder elektronen in de valentieschil van een atoom, hoe reactiever het is. Groep 1 metalen zijn daarom zeer reactief, waarbij cesium, rubidium en francium de meest reactieve van alle metalen zijn.

Elk atoom is veel stabieler (d.w.z. minder energetisch) met een volledige valentieschil. Dit kan op twee manieren worden bereikt: een atoom kan elektronen delen met aangrenzende atomen (a covalente binding), of het kan elektronen van andere atomen verwijderen (an ionbinding). Een andere vorm van ionische binding houdt in dat een atoom sommige van zijn elektronen aan een ander atoom afgeeft; dit werkt ook omdat het kan eindigen met een volledige valentie door zijn gehele buitenste schil op te geven. Door elektronen te bewegen, worden de twee atomen met elkaar verbonden. Dit staat bekend als chemische binding en dient om atomen te bouwen tot moleculen of ionische verbindingen. Er zijn vijf belangrijke soorten obligaties:

  • Ionische bindingen;
  • covalente bindingen;
  • covalente bindingen coördineren;
  • waterstofbruggen; en
  • metalen bindingen.

Geschiedenis

Historische theorieën

Democritus en Leucippus, Griekse filosofen in de vijfde eeuw voor Christus, presenteerden de eerste theorie van atomen (atomisme). Ze waren van mening dat elk atoom een ​​andere vorm had, zoals een kiezelsteen, die de eigenschappen van het atoom beheerste. Dalton en Avogadro herontdekten de werken van Democritus en Leucippus en suggereerden in de negentiende eeuw dat materie uit atomen bestond, maar zij wisten niets van hun structuur. Deze theorie was in strijd met de theorie van oneindige deelbaarheid, die stelt dat materie altijd in kleinere delen kan worden verdeeld.

De controverse vestigde zich in 1911 toen Perrin het metadeeltje ontdekte dat we tegenwoordig een atoom noemen. Jean Perrin dacht dat hij de 'atomos' had gevonden waar Democritus over sprak en noemde zo zijn deeltjesatomen.

Gedurende deze tijd werd gedacht dat atomen het kleinst mogelijke stuk materie waren. Later werd echter aangetoond dat atomen zijn opgebouwd uit subatomaire deeltjes. Thomson's experimenten ontdekten het elektron, de eerste van de te ontdekken subatomaire deeltjes. Dit toonde aan dat atomen eigenlijk deelbaar zijn, en niet de ondeelbare 'atomos' waar Democritus over sprak. Werk aan radioactiviteit tegen het einde van de negentiende eeuw verwees ook naar de deelbaarheid van atomen. Natuurkundigen bedachten later een nieuwe term voor ondeelbare eenheden, namelijk elementaire deeltjes, omdat het woord atoom al in gebruik was en algemeen werd gebruikt.

Aanvankelijk geloofde men dat de elektronen min of meer uniform verdeeld waren in een zee van positieve lading (het pruimenpuddingmodel). Een experiment dat enkele jaren later werd uitgevoerd door Rutherford toonde echter aan dat atomen meestal lege ruimte zijn, met veel massa geconcentreerd in een kern. In het goudfolie-experiment schoot hij alfadeeltjes (uitgestoten door polonium) door een blad goud. Hij merkte op dat de meeste deeltjes recht door het vel liepen zonder afbuiging (een fluorescerend scherm aan de andere kant raken), maar dat verrassend genoeg een klein aantal direct terugstuiterde (in de buurt van een kern gekomen). Dit leidde tot het planetaire model van het atoom, waarin de elektronen rond de kern cirkelden zoals de planeten rond de zon.

Later werd ontdekt dat de kern protonen bevatte, en verder experimenteren door Rutherford ontdekte dat de nucleaire massa van de meeste atomen het aantal protonen overtrof dat het bezat; dit bracht hem ertoe het bestaan ​​van neutronen te postuleren, waarvan het bestaan ​​in 1932 door James Chadwick zou worden bewezen.

Later hebben experimenten van Max Planck en Albert Einstein aangetoond dat energie wordt overgedragen in kleine vaste hoeveelheden die bekend staan ​​als quanta. Dit bracht Bohr ertoe om een ​​bijgewerkt model voor te stellen, waarbij de elektronen in vaste cirkels om de kern cirkelden. Omdat hun energie alleen door vaste hoeveelheden kon veranderen, konden ze zich niet dichter bij of verder van de kern verplaatsen in spiralen; ze konden alleen kwantumsprongen maken van de ene cirkel naar de volgende.

Studie van atomen

De studie van atomen gebeurde grotendeels indirect via de negentiende eeuw en het begin van de twintigste eeuw. In de afgelopen jaren hebben nieuwe technieken echter de identificatie en studie van atomen eenvoudiger en nauwkeuriger gemaakt. De elektronenmicroscoop, uitgevonden in 1931, heeft het mogelijk gemaakt om foto's te maken van werkelijke, individuele atomen. Atomaire krachtmicroscopie is een andere techniek waarmee individuele atomen kunnen worden gevisualiseerd. Er bestaan ​​ook methoden om atomen en verbindingen te identificeren. Elementaire analyse maakt de exacte identificatie mogelijk van de soorten en hoeveelheden atomen in een stof.

Gerelateerde onderwerpen

Externe links

Alle links opgehaald op 27 april 2016.

  • Alles over Atoms Jefferson Lab.
  • Hoe atomen werken door howstuffworks.

Pin
Send
Share
Send