Chemie
HST 1: chemische natuur v/d elementen
Hoofdstuk 1 – Chemische natuur van de materie
1. Levende materie en cellen
Levende materie bestaat uit cellen, opgebouwd uit moleculen en
atomen.
Een volwassen mens heeft ongeveer 30 biljoen cellen.
Atomen zijn extreem klein: ongeveer 1 Ångström (10⁻¹⁰ m).
Ze zijn niet zichtbaar met gewone microscopen, maar wel met
technieken zoals Scanning Tunneling Microscopy (STM).
STM maakt het mogelijk om individuele atomen te visualiseren via
quantumtunneling.
2. Structuur van het atoom
Atomen bestaan uit een kern (protonen en neutronen) en een
elektronenwolk.
Subatomaire deeltjes:
Deeltj Ladin Massa
e g (kg)
1,673 ×
Proton +1
10⁻²⁷
Neutro 1,675 ×
0
n 10⁻²⁷
Elektro 9,109 ×
–1
n 10⁻³¹
De massa van protonen en neutronen is vergelijkbaar, maar elektronen
zijn veel lichter.
3. Elementen en isotopen
Elk element heeft een vast aantal protonen (atoomnummer).
Isotopen zijn varianten van een element met een verschillend
aantal neutronen.
Voorbeeld: Koolstof heeft isotopen zoals ¹²C, ¹³C en ¹⁴C.
Isotopen hebben dezelfde chemische eigenschappen, maar verschillen in
stabiliteit en voorkomen.
4. Isotopen in dopingdetectie
De verhouding tussen ¹³C en ¹²C in testosteron kan wijzen op
synthetische oorsprong.
, IRMS (Isotope Ratio Mass Spectrometry) meet deze
verhouding.
Synthetisch testosteron heeft vaak een afwijkende
isotopenverhouding.
Deze techniek is cruciaal in sportdopingonderzoek en wordt gebruikt door
antidopingagentschappen.
5. Atomaire massa en mol
Massa van een atoom wordt uitgedrukt in amu (atomaire massa-
eenheden).
1 mol = 6,022 × 10²³ deeltjes (Avogadrogetal).
Voorbeeld: 1 mol ¹²C weegt 12 gram.
Het molconcept is essentieel voor chemische berekeningen en reacties.
6. Kwantummechanica en atomen
Elektronen volgen de wetten van de kwantummechanica.
• Energie van een elektron in een waterstofatoom is gekwantiseerd:
moét gegeven worden door −Ry/n2, met n een geheel getal en Ry
een constante, gelijk aan 2,179872 ×10−18 J.
• me is het massa van een elektron, e de absolute waarde van zijn
lading, h = 6,626 × 10−34 J·s is de constante van Planck, en ε0 =
8,854 × 10−12 C2 kg−1 m−3 s2 is de elektrische veldconstante. n is een
geheel getal, 1, 2, 3 . . . die de kwantisering van de energie
weergeeft.
Dit verklaart:
o Waarom elektronen niet in de kern vallen.
o Waarom atomen stabiel zijn.
o Hoe chemische bindingen ontstaan.
De kwantummechanica vormt de basis van moderne chemie en fysica.
,Les 2: atomen, ionen en bindingen
1. Orbitalen:
Elektronen bewegen rond de kern, ze worden aangetrokken door de
kern
In klassieke mechanica zouden elektronen een baan volgen rond de
kern
In werkelijkheid volgen ze de wetten van de kwantummechanica
2. Elektronenschillen; s en p orbitalen:
Er zijn verschillende orbitalen en
energieniveaus.
Energie hangt af van de schil (met kwantumgetal n)
Er zijn verschillende soorten orbitalen: s (bolsymmetrisch), p
(tweelobbig), d, en f, elk met verschillende energieniveaus
afhankelijk van het hoofdkwantumgetal n.
De schil met n = 1 heeft één orbitaal, het 1s orbitaal is bol
symmetrisch en meest stabiele vorm van het H-atoom
De schil met n = 2 heeft 4 orbitalen, één daarvan is bol
symmetrisch, het is 2s orbitaal
Er zijn ook drie “2p” orbitalen
Aantal
Schil Mogelijke Vorm van het
orbitale Opmerkingen
(n) orbitalen orbitaal
n
Laagste energie, 1p
1 1s 1 Bolvormig
bestaat niet
s: bol 3 p-orbitalen, zelfde
2 2s, 2pₓ, 2pᵧ, 2p_z 4
p: twee lobben energie
s: bol
3s, 3p (3×), 3d d-orbitalen verschijnen
3 9 p: twee lobben
(5×) hier
d: complex
4s, 4p (3×), 4d Steeds f-orbitalen alleen bij n ≥
4 16
(5×), 4f (7×) complexer 4
N = 1 is de binnenste schil, n=2 de volgende, …
Hoe hoger n, hoe meer energie
3. S, p, d, f orbitalen:
Voor n = 3 zijn er de 3s- en 3p-toestanden, maar ook vijf mogelijke
3d-toestanden
Voor n = 4, 5 en 6 zijn er ns-, np-, nd-, en nf-toestanden
De energie van deze toestanden hangt uitsluitend van n af: de 2s,
2px, 2py en 2pz toestanden hebben allemaal dezelfde energie
De 1s toestand is de meest stabiele, gevolgd door de 2s-, 2px-, 2py-
en 2pz-toestanden, en daarna de 3s-, 3p-, en 3d-toestanden, gevolgd
door 4s-, 4p-, 4d- en 4f-toestanden, enzovoort
, 4. Atomen met meerdere elektronen:
Elk orbitaal kan max. 2 elektronen bevatten
Ze worden “opgevuld” op basis van hun energie
In atomen met meerdere elektronen is de volgorde van de orbitalen
gewijzigd.
1s blijft het meest stabiele orbitaal, gevolgd door 2s. De 2px-, 2py-
en 2pz-orbitalen hebben dezelfde energie, maar liggen hoger dan de
2s orbitaal. Dan volgen de 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, … orbitalen
➡ s-orbitalen kunnen dichter bij de kern komen → meer
aantrekkingskracht
➡ p-, d-, f-orbitalen blijven verder weg → minder
aantrekkingskracht
Dus:2s wordt lager in energie dan 2p
Volgorde:
1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d
5. Atomaire ionen:
Atomen kunnen één of soms meerdere elektronen bijnemen of verliezen,
met een vorming van een ion
Atomen met bijkomende elektronen = anionen negatieve lading
Atomen met minder elektronen = kationen positieve lading
6. Ionisatie-energieën en elektronaffiniteiten:
Om een kation te vormen moet energie worden gebruikt om een elektron
vrij te krijgen ionisatie-energie (IE)
Binding van additioneel elektron levert energie op elektronaffiniteit (EA)
7. Chemische binding:
Atomen binden aan elkaar, er is een aantrekkingskracht chemische
binding
HST 1: chemische natuur v/d elementen
Hoofdstuk 1 – Chemische natuur van de materie
1. Levende materie en cellen
Levende materie bestaat uit cellen, opgebouwd uit moleculen en
atomen.
Een volwassen mens heeft ongeveer 30 biljoen cellen.
Atomen zijn extreem klein: ongeveer 1 Ångström (10⁻¹⁰ m).
Ze zijn niet zichtbaar met gewone microscopen, maar wel met
technieken zoals Scanning Tunneling Microscopy (STM).
STM maakt het mogelijk om individuele atomen te visualiseren via
quantumtunneling.
2. Structuur van het atoom
Atomen bestaan uit een kern (protonen en neutronen) en een
elektronenwolk.
Subatomaire deeltjes:
Deeltj Ladin Massa
e g (kg)
1,673 ×
Proton +1
10⁻²⁷
Neutro 1,675 ×
0
n 10⁻²⁷
Elektro 9,109 ×
–1
n 10⁻³¹
De massa van protonen en neutronen is vergelijkbaar, maar elektronen
zijn veel lichter.
3. Elementen en isotopen
Elk element heeft een vast aantal protonen (atoomnummer).
Isotopen zijn varianten van een element met een verschillend
aantal neutronen.
Voorbeeld: Koolstof heeft isotopen zoals ¹²C, ¹³C en ¹⁴C.
Isotopen hebben dezelfde chemische eigenschappen, maar verschillen in
stabiliteit en voorkomen.
4. Isotopen in dopingdetectie
De verhouding tussen ¹³C en ¹²C in testosteron kan wijzen op
synthetische oorsprong.
, IRMS (Isotope Ratio Mass Spectrometry) meet deze
verhouding.
Synthetisch testosteron heeft vaak een afwijkende
isotopenverhouding.
Deze techniek is cruciaal in sportdopingonderzoek en wordt gebruikt door
antidopingagentschappen.
5. Atomaire massa en mol
Massa van een atoom wordt uitgedrukt in amu (atomaire massa-
eenheden).
1 mol = 6,022 × 10²³ deeltjes (Avogadrogetal).
Voorbeeld: 1 mol ¹²C weegt 12 gram.
Het molconcept is essentieel voor chemische berekeningen en reacties.
6. Kwantummechanica en atomen
Elektronen volgen de wetten van de kwantummechanica.
• Energie van een elektron in een waterstofatoom is gekwantiseerd:
moét gegeven worden door −Ry/n2, met n een geheel getal en Ry
een constante, gelijk aan 2,179872 ×10−18 J.
• me is het massa van een elektron, e de absolute waarde van zijn
lading, h = 6,626 × 10−34 J·s is de constante van Planck, en ε0 =
8,854 × 10−12 C2 kg−1 m−3 s2 is de elektrische veldconstante. n is een
geheel getal, 1, 2, 3 . . . die de kwantisering van de energie
weergeeft.
Dit verklaart:
o Waarom elektronen niet in de kern vallen.
o Waarom atomen stabiel zijn.
o Hoe chemische bindingen ontstaan.
De kwantummechanica vormt de basis van moderne chemie en fysica.
,Les 2: atomen, ionen en bindingen
1. Orbitalen:
Elektronen bewegen rond de kern, ze worden aangetrokken door de
kern
In klassieke mechanica zouden elektronen een baan volgen rond de
kern
In werkelijkheid volgen ze de wetten van de kwantummechanica
2. Elektronenschillen; s en p orbitalen:
Er zijn verschillende orbitalen en
energieniveaus.
Energie hangt af van de schil (met kwantumgetal n)
Er zijn verschillende soorten orbitalen: s (bolsymmetrisch), p
(tweelobbig), d, en f, elk met verschillende energieniveaus
afhankelijk van het hoofdkwantumgetal n.
De schil met n = 1 heeft één orbitaal, het 1s orbitaal is bol
symmetrisch en meest stabiele vorm van het H-atoom
De schil met n = 2 heeft 4 orbitalen, één daarvan is bol
symmetrisch, het is 2s orbitaal
Er zijn ook drie “2p” orbitalen
Aantal
Schil Mogelijke Vorm van het
orbitale Opmerkingen
(n) orbitalen orbitaal
n
Laagste energie, 1p
1 1s 1 Bolvormig
bestaat niet
s: bol 3 p-orbitalen, zelfde
2 2s, 2pₓ, 2pᵧ, 2p_z 4
p: twee lobben energie
s: bol
3s, 3p (3×), 3d d-orbitalen verschijnen
3 9 p: twee lobben
(5×) hier
d: complex
4s, 4p (3×), 4d Steeds f-orbitalen alleen bij n ≥
4 16
(5×), 4f (7×) complexer 4
N = 1 is de binnenste schil, n=2 de volgende, …
Hoe hoger n, hoe meer energie
3. S, p, d, f orbitalen:
Voor n = 3 zijn er de 3s- en 3p-toestanden, maar ook vijf mogelijke
3d-toestanden
Voor n = 4, 5 en 6 zijn er ns-, np-, nd-, en nf-toestanden
De energie van deze toestanden hangt uitsluitend van n af: de 2s,
2px, 2py en 2pz toestanden hebben allemaal dezelfde energie
De 1s toestand is de meest stabiele, gevolgd door de 2s-, 2px-, 2py-
en 2pz-toestanden, en daarna de 3s-, 3p-, en 3d-toestanden, gevolgd
door 4s-, 4p-, 4d- en 4f-toestanden, enzovoort
, 4. Atomen met meerdere elektronen:
Elk orbitaal kan max. 2 elektronen bevatten
Ze worden “opgevuld” op basis van hun energie
In atomen met meerdere elektronen is de volgorde van de orbitalen
gewijzigd.
1s blijft het meest stabiele orbitaal, gevolgd door 2s. De 2px-, 2py-
en 2pz-orbitalen hebben dezelfde energie, maar liggen hoger dan de
2s orbitaal. Dan volgen de 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, … orbitalen
➡ s-orbitalen kunnen dichter bij de kern komen → meer
aantrekkingskracht
➡ p-, d-, f-orbitalen blijven verder weg → minder
aantrekkingskracht
Dus:2s wordt lager in energie dan 2p
Volgorde:
1s-2s-2p-3s-3p-4s-3d-4p-5s-4d-5p-6s-4f-5d
5. Atomaire ionen:
Atomen kunnen één of soms meerdere elektronen bijnemen of verliezen,
met een vorming van een ion
Atomen met bijkomende elektronen = anionen negatieve lading
Atomen met minder elektronen = kationen positieve lading
6. Ionisatie-energieën en elektronaffiniteiten:
Om een kation te vormen moet energie worden gebruikt om een elektron
vrij te krijgen ionisatie-energie (IE)
Binding van additioneel elektron levert energie op elektronaffiniteit (EA)
7. Chemische binding:
Atomen binden aan elkaar, er is een aantrekkingskracht chemische
binding
