Back to the topics list

atoom

Alle materie bestaat uit materie, en de fundamentele eenheid van materie is het atoom .

Atoom is:

• De basiseenheid van materie.
• Het kleinste deeltje van een element, dat al dan niet op zichzelf kan bestaan.
• Een atoom kan verder worden onderverdeeld in protonen, elektronen en neutronen.

Basisstructuur van een atoom:

• Atomen bestaan uit subatomaire deeltjes: protonen, elektronen en neutronen.
• Protonen en neutronen bevinden zich in de kern. De kern bevindt zich in het centrum van het atoom.
• De elektronen draaien in banen om de kern.

P : protonen, N : neutronen, E : elektronen

Proton: Subatomair deeltje met een positieve lading(+1) en eenheidsmassa(1). Het proton is een positief geladen deeltje dat zich in het centrum van het atoom bevindt in de kern van een atoom. Het waterstofatoom is uniek omdat het slechts één proton en geen neutron in zijn kern heeft. Het aantal protonen in de kern van een atoom, wat kenmerkend is voor een chemisch element, bepaalt zijn plaats in het periodiek systeem.

Neutron: Subatomair deeltje zonder lading (0) en eenheidsmassa (1). Het neutron heeft geen lading. Het aantal neutronen beïnvloedt de massa en de radioactiviteit van het atoom.

Elektron: Subatomair deeltje met een negatieve lading (-1) en verwaarloosbare massa. Elektronen zijn de kleinste deeltjes in een atoom. Ze worden aangetrokken door de positieve lading van de protonen, daarom draaien ze rond de kern. Elektronen zijn veel kleiner dan neutronen en protonen.

Krachten in een atoom

De componenten van een atoom worden bij elkaar gehouden door drie krachten. Protonen en neutronen worden bij elkaar gehouden door sterke en zwakke kernkrachten.

Elektrische aantrekkingskracht houdt elektronen en protonen vast. Terwijl elektrische afstoting protonen van elkaar afstoot, is de aantrekkende kernkracht veel sterker dan elektrische afstoting. De sterke kracht die protonen en neutronen samenbindt, is 1038 keer krachtiger dan zwaartekracht, maar het werkt over een zeer kort bereik, dus deeltjes moeten heel dicht bij elkaar zijn om het effect ervan te voelen.

Atoomnummer van een atoom

Het atoomnummer van een element is gelijk aan het aantal protonen in het atoom van een element of gelijk aan het aantal elektronen in het atoom van een element.

Atomen zijn dus elektrisch neutraal, aangezien het aantal protonen gelijk is aan het aantal elektronen.

Massagetal van een atoom

Omdat de massa van een elektron verwaarloosbaar is, is de massa van een atoom de som van de massa van de protonen en neutronen die zich in de kern bevinden.

Laten we dit aan de hand van een paar voorbeelden verduidelijken.

Waterstofatoom: Dit wordt geschreven als \(\large_1^1 H\) . Een waterstofatoom heeft 1 proton, 1 elektron en 0 neutronen.

Het atoomnummer van het waterstofatoom is = p = e = 1

Het massagetal van het waterstofatoom is = p + n = 1

Atoom van zuurstof: Het wordt geschreven als \(\large_{8}^{16} O\) . Het heeft 8 protonen, 8 elektronen en 8 neutronen.

Het atoomnummer van het zuurstofatoom is = p = e = 8

Het massagetal van het waterstofatoom is = p + n = 8 + 8 = 16

Hoe zijn elektronen verdeeld in deze banen?
Elektronen draaien rond de kern in een denkbeeldig pad dat banen of schillen wordt genoemd. De eerste schil is K (energieniveau 1, n = 1), de tweede schil is L (energieniveau 2, n = 2) en dan M -schil (n = 3) enzovoort. Het aantal elektronen in elke schil wordt bepaald met behulp van de onderstaande regel:

Maximaal aantal elektronen in elke schil = 2 × n ²

• K -schil = 2n ² = 2×1 = 2 elektronen
• L -schil = 2n ² = 2×2 ² = 2×4 = 8 elektronen
• M schil = 2n ² = 2×3 ² = 2×9 = 18 elektronen
• De buitenste schil kan niet meer dan 8 elektronen bevatten.

Voorbeeld:

1) Natriumatoom : Het aantal protonen en elektronen is 11 en het aantal neutronen is 12. p = 11, e = 11, n = 12
De elektronische configuratie voorNa atoom is:

2) Stikstofatoom: p = 7, e = 7, n = 7

De elektronische configuratie voor het stikstofatoom is:

Atoomgewicht [relatieve atomaire massa]

De relatieve atomaire massa of het atoomgewicht van een atoom wordt gedefinieerd als het aantal keren dat één atoom van een element zwaarder is dan de \(^1/_{12}\) van een koolstofatoom.

Isotopen

Isotopen zijn atomen van hetzelfde element met hetzelfde atoomnummer maar een verschillend massagetal. Voorbeeld: Drie natuurlijk bestaande isotopen van waterstof zijn Tritium \(\large_1^3 H\) : p = e = 1, n = 2
Deuterium \(\large_1^2 H\) : p = e= 1, n = 1
Protium \(\large_1^1 H\) : p = e = 1, n = 0

Stabiele elektronische configuratie en onstabiele elektronische configuratie

Er wordt gezegd dat een atoom een onstabiele elektronenconfiguratie heeft als

• Hun valentie/buitenste schil is onvolledig.
• Ze bereiken doorgaans een stabiele elektronenconfiguratie door elektronen te delen of te winnen/verliezen.
  Dus alle bovenstaande voorbeelden (natrium( \(Na\) ), stikstof( N ), zuurstof( O ), waterstof( H ) hebben een onstabiele elektronenconfiguratie.

Edelgassen hebben een stabiele elektronenconfiguratie omdat hun buitenste schil compleet is. Voorbeeld:
Helium( He )- Elektronische configuratie: 2
Neon( Ne ) - Elektronische configuratie 2, 8

Hoe verkrijgt het instabiele elektronenconfiguratieatoom stabiliteit?
Ze combineren met andere elementatomen. Combinerende atomen herverdelen hun elektronen zodat elk combinerend atoom een stabiele configuratie van het dichtstbijzijnde inerte gas bereikt (controleer het dichtstbijzijnde inerte gas voor Na en Cl ). Laten we dit begrijpen met behulp van een voorbeeld:

Na atoom : Elektronische configuratie: 2,8,1
(het dichtstbijzijnde inerte gas is Ne , atoomnummer 10)
Cl atoom : Elektronische configuratie: 2, 8, 7
(het dichtstbijzijnde inerte gas is Ar, atoomnummer 18)

Het natrium( Na )- en chloor( Cl )-atoom combineren om een natriumchloride( NaCl ) -verbinding te vormen:
Na atoom verliest één elektron uit de buitenste schil om stabiliteit te verkrijgen [2, 8] en het Cl atoom neemt dit elektron op om zijn buitenste schil te voltooien en stabiliteit te verkrijgen [2,8,8]

Houd er rekening mee dat het erg moeilijk is om de exacte locatie van een elektron te laten zien, aangezien een elektron bijna geen massa heeft en er met ongelooflijke snelheid omheen draait. Om deze reden worden elektronen vaak weergegeven als negatief geladen wolken rond de kern. Orbitalen tonen elektronen in verschillende energieniveaus rond de kern. Naarmate we verder van de kern af bewegen, neemt het energieniveau toe. Het enige elektron in de hoogste energiestatus of buitenste orbitalen neemt deel aan de chemische reactie, ze worden valentie-elektronen genoemd en ze zijn betrokken bij chemische bindingen tussen atomen.

Er bestaan verschillende theorieën om de aard van het atoom te verklaren.