Periodiek systeem
Alle stoffen bestaan uit atomen. Atomen zijn de bouwstenen van chemische stoffen, elke stof die we kennen is opgebouwd uit één of meerdere soorten atomen. In de natuur komen ongeveer 90 soorten atomen voor, maar mensen hebben daarnaast nog zo’n 15 andere atomen gemaakt in kernreacties.
Het periodiek systeem is een manier om de elementen (stoffen die slechts uit 1 atoomsoort bestaan) te ordenen. De elementen zijn geordend op hun chemische eigenschappen.
Om de relaties tussen de verschillende elementen te begrijpen, moeten we eerst de opbouw van atomen beschouwen. Een atoom is opgebouwd uit een positief geladen kern en negatief geladen elektronen. Voor de scheikunde zijn alleen de interacties van de elektronen met elkaar van belang, de opbouw van de kern heeft hier verder geen invloed op (dat wil zeggen, geen invloed behalve in enkele uitzonderingsgevallen die hier niet van belang zijn). Vandaar dat we de kern vanaf nu beschouwen als 1 deeltje dat een positieve lading heeft, en de opbouw van de kern verder negeren.
We kunnen de elementen ordenen op het atoomnummer dat ze hebben. Dit atoomnummer is gelijk aan de positieve lading van de kern, en aangezien een atoom als geheel geen lading heeft, is dit nummer ook gelijk aan het aantal elektronen dat het atoom heeft. Waterstof, atoomnummer 1, heeft dus 1 elektron, Helium, atoomnummer 2, heeft er 2, enzovoorts. Als je het periodiek systeem leest zoals je een boek zou lezen, dus linksboven beginnend, de eerste regel van links naar rechts lezend, vervolgens verdergaand met de tweede regel van links naar rechts, enzovoorts, dan lees je het in de volgorde van oplopend aantal elektronen.
Maar waarom staan de atomen dan zo vreemd verspreid over het systeem? Waarom zit er zo’n groot gat tussen H (waterstof) en He (helium)? Het antwoord op deze vraag is te vinden in de manier waarop elektronen in een atoom zitten.
Elektronen worden vaak voorgesteld als deeltjes die om de kern heen draaien, als planeten om een ster. Dit beeld is weliswaar gemakkelijk voor te stellen, maar wel feitelijk onjuist. Om werkelijk te begrijpen wat elektronen zijn en hoe ze nauwkeurig beschreven kunnen worden, is kennis van de kwantummechanica nodig, en het gaat te ver dat hier uit te leggen. Toch moeten we de conclusies die uit de kwantummechanica volgen, bekijken.
De kwantummechanica beschouwt elektronen niet als bolletjes die om een kern draaien, maar maakt gebruik van een beschrijving die de kans aangeeft om een elektron op een bepaalde plaats rond het elektron te vinden. Deze beschrijving levert een functie op die voor elk gebied rond de kern aangeeft hoe groot de kans is dat het elektron zich in dat gebied bevindt, als je gaat meten waar het elektron zich bevindt. Hiermee valt te berekenen in welk gebied het elektron zich het grootste deel van de tijd (meestal wordt 95% van de tijd genomen als grens) bevindt. Dit gebied wordt de orbitaal van dat elektron genoemd. In elke orbitaal kunnen maximaal 2 elektronen zitten.
Een elektron in een orbitaal heeft een bepaalde energie, die lager is dan die van een vrij (dus niet aan een atoom gebonden) elektron. Hoe lager die energie is, hoe steviger het elektron aan het atoom vast zit: Het kost dan immers meer energie om het elektron zoveel energie te geven dat het dezelfde energie heeft als een vrij elektron, wat nodig is voor het elektron om het atoom te kunnen verlaten. Elektronen “streven” er altijd naar zo min mogelijk energie te hebben. Hierdoor is de orbitaal waarin de elektronen de laagste energie hebben, altijd het eerst gevuld. Een atoom heeft theoretisch oneindig veel orbitalen, die op volgorde van energie geordend worden.
De orbitalen van een atoom kunnen onderverdeeld worden op 2 manieren. Allereerst door het hoofdquantumgetal. Dit geeft aan op welke afstand van de kern de orbitaal ligt. Het wordt aangegeven door een nummer. De 1s orbitaal ligt het dichtst bij de kern en heeft de laagste energie. De 2s orbitaal is de volgende orbitaal, die verder van de kern ligt en een hogere energie heeft. De 3s orbitaal ligt nog verder van de kern en heeft een nog hogere energie, enzovoorts.
In de benaming van de orbitaal hierboven zie je ook de letter “s” verschijnen. Dit geeft de tweede ordening aan, een ordening op symmetrie (dus op de ruimtelijke vorm van de orbitaal). Ook deze is in een numerieke waarde te vatten. Voor elk hoofdquantumgetal n zijn er n nevenquantumgetallen, die genummerd worden van 0 tot n-1. Vanwege historische redenen worden deze echter niet aangegeven met een cijfer maar met een letter. Nevenquantumgetal 0 wordt aangegeven met een s, nevenquantumgetal 1 met een p, nevenquantumgetal 2 met een d en nevenquantumgetal 3 met een f. Orbitalen met een s-vorm zijn bolvormig, met de kern in het centrum van de bol. Orbitalen met een p-vorm zijn haltervormig, met de kern midden tussen de twee lobben van de orbitaal. Orbitalen van d en f vorm hebben zeer ingewikkelde symmetrieën die niet gemakkelijk te beschrijven zijn in woorden, dat is hier dan ook niet nodig.
Wat wel belangrijk is, is het aantal orbitalen dat dezelfde hoofd- en nevenquantumgetallen heeft. Er is altijd maar 1 s-orbitaal per hoofdquantumgetal, maar er zijn drie p-orbitalen met hetzelfde hoofdquantumgetal. Dit is gemakkelijk te visualiseren, gezien de vorm van de p-orbitaal. De drie haltervormen staan loodrecht op elkaar, en liggen langs de drie ruimtelijke assen (met de kern als snijpunt van deze assen). Op die manier passen er precies drie orbitalen.
Op eenzelfde manier zijn er 5 d-orbitalen met hetzelfde hoofdquantumgetal, en 7 f-orbitalen met hetzelfde hoofdquantumgetal.
Voor elk van die orbitalen kan vervolgens de energie-inhoud berekend worden. Dit leidt tot de volgende figuur. De orbitalen met de laagste energie staan onderaan: Hoe hoger een orbitaal staat, des te hoger is de energie van dat elektron.
--- --- --- --- --- 6d
--- --- --- --- --- --- --- 5f
--- 7s
--- --- --- 6p
--- --- --- --- --- 5d
--- --- --- --- --- --- --- 4f
--- 6s
--- --- --- 5p
--- --- --- --- --- 4d
--- 5s
--- --- --- 4p
--- --- --- --- --- 3d
--- 4s
--- --- --- 3p
---3s
--- --- --- 2p
--- 2s
--- 1s
Op het moment van het schrijven van deze FAQ zijn er nog geen elementen gemaakt die een orbitaal boven de 6d orbitaal gebruiken. Aangezien eventuele elementen die orbitalen daarboven gebruiken, zo zwaar en instabiel zijn dat ze vanzelf uit elkaar vallen voordat iemand ze voor scheikundige doeleinden kan gebruiken, kunnen we daar ophouden.
Wat heeft dit nu allemaal te maken met het periodiek systeem? In feite bepaalt de figuur hierboven de ordening van het periodiek systeem! Het periodiek systeem kan uit bovenstaand schema volledig afgeleid worden.
In het periodiek systeem staan de elementen met dezelfde gevulde “bovenste” s-orbitaal op dezelfde regel. Op de eerste regel die met hoofdquantumgetal 1, op de tweede regel die met hoofdquantumgetal 2, enzovoorts.
Op de eerste regel (in het periodiek systeem worden de regels
periodes genoemd) staan slechts 2 elementen, namelijk H (waterstof) en He (helium). Dit is te begrijpen uit de figuur hierboven. Deze wordt van onder naar boven opgevuld met elektronen. H heeft slechts 1 elektron. Dit elektron komt in de 1s terecht. He heeft 2 elektronen. Aangezien er twee elektronen in de 1s passen, staat ook helium nog op de eerste regel. Maar hiermee is de 1s vol. De 1p bestaat niet, dus de volgende orbitaal is de 2s orbitaal. Lithium (Li), het derde element, heeft 3 elektronen, waarvan er 2 in de 1s zitten en 1 in de 2s. Hierdoor staat lithium op de tweede regel van het periodiek systeem, onder waterstof. Het volgende element, beryllium (Be), heeft 4 elektronen, dus 2 in de 1s en 2 in de 2s. Boor (
heeft 5 elektronen, maar zowel de 1s als de 2s zijn bij Be al vol. Het 5e elektron komt dus in de 2p terecht, dit is in de figuur hierboven de volgende orbitaal. Aangezien er drie 2p orbitalen zijn, kunnen hier in totaal 6 elektronen in. De 6 elementen boor tot en met neon (Ne) hebben er met elke stap naar rechts 1 elektron bij, tot de 2p orbitaal bij neon vol is. De volgende orbitaal is de 3s orbitaal, en dus staat het volgende element, Na (natrium), op de volgende regel.
De derde periode wordt op dezelfde manier gevuld, eerst de 3s en dan de 3p, tot bij argon (Ar) zowel de 3s als de 3p orbitalen helemaal gevuld zijn. Vervolgens worden echter niet, zoals verwacht, de 3d orbitalen gevuld, maar eerst de 4s. Uit kwantummechanische berekeningen blijkt namelijk dat de 4s orbitaal een net iets lagere energie heeft dan de 3d orbitaal. En dus wordt die eerst gevuld. Dus staan deze orbitalen ook op de volgende regel van het periodiek systeem. Maar na K (kalium) en Ca (calcium) is de 4s alweer vol, en dan komt toch de 3d orbitaal aan de beurt. Hier passen 10 elektronen in, en de elementen Sc (scandium) tot en met Zn (zink) vullen 1 voor 1 de 3d-orbitaal op. Daarna komt de 4p orbitaal aan de beurt, die bij Kr (krypton) vol is.
De 5e periode van het periodiek systeem wordt analoog aan de 4e opgevuld, tot bij Xe (xenon) ook die laag vol is.
In de 6e periode komt na de elementen cesium (Ce) en barium (Ba) eerst 1 element waarbij de 5d-orbitaal opgevuld wordt. Vervolgens blijkt echter dat het energetisch gunstiger is om eerst de 4f-orbitalen op te vullen. De 5d-orbitalen en de 4f-orbitalen liggen energetisch namelijk vrijwel exact gelijk. Of lanthaan (en actinium in de 7e periode) in het d-blok of in het f-blok geplaatst moet worden, is onder chemici nogal controversieel, en er circuleren hierdoor verschillende versies van het periodiek systeem. Het maakt echter weinig uit, al deze elementen lijken enorm op elkaar. In de 4f-orbitalen passen 14 elektronen, en er zijn dan ook 14 elementen in de groep van de lanthaniden. Wegens typografische redenen worden deze overigens vaak onder de tabel geplaatst, met een paar lijntjes erbij om aan te geven waar ze tussen zouden moeten staan. Daarna wordt de 5d-orbitaal verder opgevuld, van Hf (hafnium) tot Hg ( kwik). Daarna volgen de 6p-orbitalen, tot bij Rn (radon) ook die orbitaal vol is. Vervolgens volgt de zevende en laatste periode, die analoog aan de zesde periode is opgebouwd. Uraan is het laatste (zwaarste) element dat in de natuur voorkomt, maar met behulp van kernreactoren en deeltjesversnellers zijn zwaardere elementen gemaakt. Nog steeds wordt met enige regelmaat een nieuw element gemaakt, maar deze zijn zonder uitzondering zeer instabiel en kunnen maar net aangetoond worden voor ze weer uit elkaar vallen. Voor de scheikunde zijn deze elementen wegens hun korte levensduur niet interessant, hoewel in theorie element 114 zeer stabiele isotopen zou moeten hebben. Maar tot nu toe is niemand erin geslaagd deze isotopen te maken.
Nu weten we hoe het periodiek systeem opgebouwd is, maar waarom wordt het zo opgeschreven? Door de manier van opschrijven komen elementen die veel op elkaar lijken, precies onder elkaar terecht. Voor de scheikunde is namelijk vooral het aantal elektronen in de hoogste (dus buitenste) periode van belang. De andere elektronen liggen zo ver naar binnen in het atoom dat ze weinig invloed hebben op het chemische gedrag. Vooral van belang zijn twee vragen:
In welke orbitaal komt een elektron terecht dat aan het atoom wordt toegevoegd?
Uit welke orbitaal verdwijnt een elektron dat van het atoom afgehaald wordt?
Hierdoor lijken atomen die boven/onder elkaar staan, vrij veel op elkaar. Ze hebben immers voor de buitenwereld, die alleen kijkt naar de buitenste elektronen, dezelfde elektronenstructuur.
Laten we nu eens de hoofdgroepen (kolommen) van het periodiek systeem doorlopen.
De eerste kolom bevat op het eerste gezicht een vreemde eend in de bijt met waterstof. De andere elementen, lithium, natrium, kalium, rubidium en cesium lijken heel veel op elkaar. Voor het chemische gedrag van de elementen is het belangrijk in het oog te houden dat elke chemische stof naar een toestand van minimale energie streeft. Energetisch is het voor een element het meest gunstig om geheel gevulde orbitalen te hebben. Nog gunstiger is het om precies een helemaal gevulde periode te hebben - dit is de toestand waarin de elektronen de minste energie hebben. Een element dat 1 elektron “teveel” heeft, zoals lithium, natrium of kalium, zal er dan ook alles aan doen om daar vanaf te komen. Deze stoffen zijn dan ook zeer reactief, en reageren explosief met water, zuurstof, en alle andere stoffen waar ze hun elektron aan kwijt kunnen. Ze komen dan ook vrijwel altijd als een eenwaardig positief ion voor, dat wil zeggen dat ze 1 (negatief geladen) elektron afgestaan hebben aan een andere stof en dus zelf een positieve lading overhouden (want ze waren eerst neutraal). Deze stoffen moeten in speciale olie bewaard worden, om ze vocht- en zuurstofvrij te bewaren. De reactiviteit neemt toe naarmate de elementen een hoger nummer hebben, en vooral cesium en rubidium leveren met water zeer krachtige explosies op. De elementen in deze rij (met uitzondering van waterstof) worden alkalimetalen genoemd, vanwege de alkalische (basische) oplossing die ontstaat als je ze in water stopt.
Waterstof is niet reactief met water, is geen metaal maar vormt H
2, een gas. Het lijkt op het eerste gezicht totaal niet op de andere groepsgenoten. Wat doet het daar dan? Het antwoord is dat waterstof zo’n licht element is dat het niet in een metaalrooster bijeen blijft (zoals de andere elementen uit groep 1) onder aardse druk en temperatuur. Hierdoor heeft het heel andere eigenschappen dan de alkalimetalen. Metallisch waterstof bestaat echter volgens theoretici wel degelijk, en zij verwachten dat het qua reactiviteit sterk lijkt op de alkalimetalen. Men vermoedt echter dat het alleen voorkomt in planeten zoals Jupiter en Saturnus, gasreuzen waar de druk in het binnenste zo hoog oploopt dat het waterstof samengeperst wordt tot een metaal. De volgens berekeningen benodigde druk is namelijk onvoorstelbaar hoog.
De volgende groep, groep 2, is die van de aardalkalimetalen. Deze lijken wel wat op de alkalimetalen qua reactiviteit, maar reageren niet zo heftig. Ze hebben namelijk al een volledig gevulde s-orbitaal, en hebben dus wat minder zin om hun twee s-elektronen af te staan en dan een volledig gevulde periode over te houden. Toch doen ze dit wel, en ook deze stoffen reageren dus met water tot een basische (alkalische) oplossing. Vandaar de naam aardalkalimetalen. Ze reageren altijd tot tweewaardige ionen, aangezien ze 2 elektronen af moeten staan voor ze een volledig gevulde periode hebben.
Na groep 2 volgt de groep van de overgangsmetalen. Deze groep beslaat de tien kolommen waarin één voor één de d-orbitalen opgevuld worden. Nu geldt de regel dat naarmate de symmetrie van de orbitalen complexer wordt, de energetische verschillen tussen de stoffen die dezelfde gedeeltelijk gevulde buitenste orbitaal hebben, kleiner worden. d-orbitalen hebben een complexe symmetrie, en hierdoor lijken de overgangsmetalen sterk op elkaar qua chemisch gedrag, veel meer dan de alkalimetalen en de aardalkalimetalen op elkaar lijken. Verder is voor het begrijpen van de chemische verschillen tussen deze elementen een gedegen kennis van de invloed van orbitaalsymmetrie op de chemische reactiviteit benodigd, en dat gaat hier te ver.
Binnen de groep van de overgangsmetalen bevindt zich de groep van de lanthaniden en de actiniden: De elementen die als buitenste orbitaal een f-orbitaal hebben. Waar de symmetrie en vorm van de d-orbitalen al ingewikkeld is, is die van f-orbitalen ruimtelijk nauwelijks meer voor te stellen. Als gevolg hiervan geldt dat de f-orbitalen eigenlijk nauwelijks betrokken zijn bij chemische reacties, en daardoor lijken deze elementen chemisch zeer sterk op elkaar: Zo sterk zelfs dat ze heel lang niet onderscheiden konden worden. Dit is ook de reden waarom ze lanthaniden en actiniden heten: Lange tijd konden de lanthaniden niet van lanthaan onderscheiden worden, en de actiniden niet van actinium. Aangezien deze elementen vaak radioactief zijn en bovendien zeer zeldzaam, zijn ze chemisch gezien niet erg interessant. Alleen van Uranium is chemisch gezien veel bekend, vooral aangezien dit metaal economisch gezien interessant is en aangezien het chemisch gezuiverd moet worden uit erts voor het in een kernreactor of kernbom kan worden gebruikt.
Na de overgangsmetalen komen 6 zeer diverse groepen. Deze verschillen in het aantal elektronen in p-orbitalen en worden genummerd: 13 tot en met 18. Een deel van deze stoffen streeft naar een volledig gevulde p-orbitaal, en probeert dit te bereiken door de elektronen te delen met anderen. Dit is de basis voor de organische chemie, de chemie van stoffen waar levende wezens uit opgebouwd zijn, maar ook van plastics, brandstoffen, kunstvezels, enzovoorts.
Het begint met groep 13. B (boor) is een reactieve stof, aangezien het slechts 3 elektronen heeft. Hierdoor kan het maximaal 3 elektronenparen vormen met andere atomen, maar met 3x2 = 6 elektronen is zijn schil nog niet vol. Tegelijkertijd is en lading van 3+ (als hij zijn buitenste elektronen afstaat en een drievoudig positief ion vormt) wel heel veel voor zo’n klein atoom: Dat i ook niet erg stabiel. Boor heeft dus eigenlijk geen echte voorkeur en zit altijd in niet-optimale toestanden: Hierdoor is het heel veelzijdig maar wel zeer reactief. Eigenlijk wel zielig
Aluminium daarentegen, het element eronder, is een metaal. Het is een veel groter element dan boor omdat het gevulde 3s en 3p-orbitalen heeft, en heeft daarom minder moeite om zijn drie elektronen af te staan aan een andere stof dan boor. De lading kan zich op aluminium veel beter verdelen over het veel grotere oppervlak van het ion. Aluminium komt dan ook graag voor in de Al
3+ vorm: een driewaardig positief ion. Het reageert snel met zuurstof of water, maar het oxide blijft sterk aan het oppervlak plakken en daardoor stopt de reactie al snel: Het gevormde oxide scheidt het niet-geoxideerde metaal van het water of de lucht. Aluminium reageert dan ook niet heftig met zuurstof en water. Het is toch relatief licht, met atoomnummer 13, en is daarom (en omdat het zeer algemeen voorkomt in de aarde) zeer geliefd als bouwmateriaal.
Het volgende metaal is gallium (Ga). Dit heeft als bijzonderheid dat het bij 29,7 graden celcius smelt. Hierdoor wordt het veel gebruikt in toepassingen waarbij het van belang is dat het metaal kan smelten of stollen bij voor de mens dragelijke temperaturen. Verder lijkt het qua chemische eigenschappen sterk op aluminium. Hetzelfde geldt voor indium (In), maar thallium (Tl) lijkt meer op lood, zijn buurman. Het is een toxisch zwaar metaal, dat verder vrij zeldzaam is.
Groep 14 begint met het meest veelzijdige element uit de natuur: Koolstof (C ). Koolstof heeft 4 elektronen, en als deze allemaal een binding vormen, heeft het precies 8 elektronen om zich heen, genoeg om zich heel happy te voelen. Koolstof komt dus zelden in ionvorm voor, en heeft meestal 4 bindingen. Als het deze met zichzelf vormt, ontstaat er diamant, een netwerk van koolstofatomen. Omdat de binding tussen deze koolstofatomen zeer sterk is, is diamant de hardste natuurlijke stof op aarde. Als koolstof 3 bindingen vormt met zijn buren, en zijn overgebleven elektron in een p-orbitaal interactie laat aangaan met nog 2 koolstofatomen, ontstaat grafiet, dat een heel gelaagde structuur heeft. De koolstofatomen vormen in grafiet laagjes die elk apart heel sterk zijn, maar slechts losjes aan elkaar plakken. In een potlood schuiven de laagjes van elkaar af en blijven deze aan het papier plakken, wat de zwarte kleur tot gevolg heeft. Grafiet is dus veel zwakker dan diamant. Verder kan koolstof in een los, onregelmatig verband voorkomen, dat we kennen als roet. De laatste vorm is de meest tot de verbeelding sprekende: Als koolstof gebogen vlakken van 5 en 6-hoeken vormt, kan dit aanleiding geven tot allerlei structuren, van de meest eenvoudige, een voetbal bestaande uit 60 koolstofatomen, tot nanotubes, lange buizen van koolstof, die regelmatig de frontpage halen omdat ze allerlei interessante elektrische geleidingseigenschappen hebben. Ze kunnen zelfs als transistor dienen, en dit maakt ze bijzonder interessant voor toekomstige toepassingen in elektrische circuits.
Verbindingen van koolstof zijn zeer divers, van aardolie tot eiwitten, zo ongeveer de hele chemie van het leven is gebaseerd op koolstof. Door zijn veelzijdigheid (4 bindingen per molecuul) en doordat het weinig kieskeurig is in welk atoom het zijn elektronen mee deelt, zijn op basis van koolstof miljarden verschillende verbindingen mogelijk.
Onder koolstof staat silicium. Silicium heeft meer een metaalkarakter dan koolstof, en hangt een beetje tussen de metaalachtige en niet-metaalachtige stoffen in. Het wordt daarom ook wel een halfgeleider genoemd. Door siliciumkristallen te “vervuilen” (doteren) met kleine hoeveelheden boor, gallium, antimoon, of andere stoffen, kunnen de elektrische eigenschappen aangepast worden en zo kunnen alle elektrische componenten die we tegenwoordig aantreffen in computers en andere elektronica, gemaakt worden van silicium.
Toch kan silicium ook reageren zoals koolstof. Heel veel reacties van koolstof zijn ook mogelijk met silicium. Dit heeft de aandacht getrokken van SF-schrijvers en andere futuristische denkers, met als gevolg dat er gespeculeerd is over leven gebaseerd op silicium. De reactiviteit van silicium is echter toch zodanig anders dan die van koolstof dat het tot nu toe bij speculaties is gebleven. De meeste chemici geloven er dan ook niet in, de verschillen zijn volgens hen te groot.
Onder silicium staat germanium, dat eveneens een halfgeleider is. Van germanium kunnen ook chips gemaakt worden, maar aangezien dit halfmetaal veel duurder is dan silicium, wordt dit niet veel gedaan. Verder lijkt germanium veel op silicium, maar het is metallischer: Het kan nauwelijks covalente verbindingen vormen met andere elementen.
Onder germanium staat tin (Sn). Tin is een echt metaal, dat in de geschiedenis van de mens zeer belangrijk geweest is. Het is zacht, smelt bij een relatief lage temperatuur, komt vrij algemeen voor in de natuur, en wordt dan ook al sinds de oudheid gebruikt voor allerlei toepassingen. Denk hierbij vooral aan brons, een legering (mengsel) met koper. Het is te sterk metallisch om nog te reageren op een koolstof-achtige manier.
Daaronder staat een metaal dat lijkt op tin in bepaalde aspecten, maar dat in andere opzichten, door de volledig gevulde f-orbitalen ook heel anders is: lood: Het is eveneens zacht, smelt ook bij relatief lage temperatuur, komt veel voor in de natuur, en is in veel opzichten even bruikbaar en toepasbaar als tin. Qua reactiviteit komen de twee metalen veel overeen. Toch is lood in tegenstelling tot tin vrij toxisch, en valt het vooral op door zijn hoge soortelijke gewicht. De afwijkende eigenschappen van lood, thallium en bismuth ten opzichte van de metalen boven hen en het feit dat ze onderling zoveel op elkaar lijken, kunnen verklaard worden uit het feit dat ze gevulde f-orbitalen hebben.
Groep 15 is al even polymorf als groep 14. De eerste stof die erin staat is stikstof, een gas dat in de natuur voorkomt als N
2. Het vormt meestal 3 bindingen, en heeft daardoor een volledig gevulde orbitaal over. Ook komt het wel als eenwaardig positief ion voor: Dan kan het met de 4 overgebleven elektronen namelijk 4 bindingen vormen en lijkt het gedrag wel wat op dat van koolstof. Maar door de lading is het [positief geladen ion een stuk minder stabiel. Stikstof is elektronegatiever dan koolstof: Het “trekt” door de grotere kernlading harder aan de elektronen en daardoor is het in een C-N binding altijd licht negatief geladen. Aangezien het een vrij elektronenpaar heeft (3 van de elektronen in de p-orbitalen vormen bindingen, de overige 2 vormen samen een paar in een p-orbitaal) kan het daarmee aanvallen op positief geladen atomen. Dit leidt tot een grotere reactiviteit dan koolstof.
Onder stikstof staat fosfor (P). Fosfor is een niet-metallische stof, die in de zuivere vorm zeer reactief is met zuurstof. Het komt het meest voor als fosfaat, een negatief geladen complex van een centraal fosforatoom met 4 zuurstofatomen eromheen. Fosfaatverbindingen zoals ATP kunnen veel energie opslaan en worden daarom door het lichaam gebruikt als energiedragers. Ook is fosfaat een onderdeel van DNA.
Arsenicum is een halfmetaal, dat toch veel op fosfor lijkt. Het geleidt stroom veel beter, en wordt gebruikt om silicium te doteren. Ook is het berucht vanwege zijn toxiciteit, een zeer lage hoeveelheid is al dodelijk.
Onder arseen staat antimoon (Sb). Ook antimoon is een halfgeleider, en het lijkt qua chemie veel op arsenicum. Het is qua gedrag op het gebied van geleiding en qua uiterlijk voornamelijk metallisch van aard. Ook antimoon wordt gebruikt om silicium te doteren. Ook antimoon is in bepaalde verbindingen zeer giftig. De afkorting, Sb, is afkomstig van stibium, een zwarte kleurstof die in de oudheid al als make-up gebruikt werd.
Bismuth (Bi), lijkt veel op zijn buurman, lood: Het is niet veel lichter en heeft eveneens een laag smeltpunt. Het wordt veel gebruikt om smeltpunten van legeringen te verlagen: Zo wordt in bepaalde brandmelders een smeltzekering gebruikt van een bismuth-legering die al zo rond de 60 graden celsius smelt en zo de melder activeert. Qua chemische reacties, voor zover het daaraan doet, lijkt het meer op lood dan op antimoon.
Groep 16 begint met zuurstof (O). Zuurstof heeft 2 vrije elektronenparen en is daarmee een mooie opvolger in het rijtje koolstof – stikstof – zuurstof. De vrije elektronenparen vallen gemakkelijk aan op positief geladen atomen en dit maakt atomaire zuurstof reactief. Moleculaire zuurstof vormt onder invloed van warmte gemakkelijk radicalen (zeer reactieve deeltjes) en hierdoor kan een kettingreactie ontstaan waarbij organische moleculen afgebroken worden tot eenvoudige zuurstofverbindingen 9verbranding). Het komt voor in 2 vormen: O
2, de relatief stabiele vorm, en O
3, ook wel bekend als ozon, dat veel reactiever is. Het komt zeer veel voor op aarde, en is een belangrijke component van organische stoffen. Het staat vrijwel nooit elektronen af, maar neemt ze vrij gemakkelijk op. Toch is het O
2- ion, het tweewaardig negatief ion, dat 2 elektronen opgenomen heeft en volledig gevulde 2p orbitalen heeft, niet erg stabiel: Zuurstof zal liever 1 elektron opnemen, en daarnaast 1 covalente binding aangaan. Verder wordt moleculaire zuurstof door veel levende wezens als terminale elektronenacceptor gebruikt, waardoor veel energie verkregen kan worden uit voedsel.
Onder zuurstof staat zwavel. Zwavel komt voor in 2 vormen: S
2 en S
8, die beide redelijk stabiel zijn. Het komt het meest voor in de vorm van sulfaat, een geoxydeerde vorm van 1 zwavelatoom met 4 zuurstofatomen, met een tweewaardig negatieve lading (vergelijk met fosfaat). Het komt verder voor in organische verbindingen, met name in eiwitten, en in rottingsproducten. Veel zwavelverbindingen hebben dan ook een afschuwelijke geur.
Selenium lijkt qua toxiciteit en reactiviteit veel op arsenicum, de buurman. Ook selenium is een halfgeleider. het is echter minder metallisch dan arsenicum en qua chemisch gedrag heeft selenium wel wat weg van zwavel. Het is in lage concentraties overigens wel essentieel voor het menselijk lichaam: Enkele enzymen gebruiken het als cofactor. Ook zijn er organisch-chemische verbindingen van selenium, selenocysteïne komt voor in levende wezens.
Telluur is een halfgeleider die wat meer metallisch is. Het ziet eruit als een metaal, maar het is broos. Het wordt gebruikt in legeringen, maar is vrij toxisch. Het is bekend vanwege de knoflookachtige geur die mijnwerkers die aan fijn telluriumstof zijn blootgesteld, uitademen.
Polonium is radioactief en extreem toxisch. In de natuur is het uiterst zeldzaam. Het smelt bij lage temperaturen en verdampt gemakkelijk, zelfs bij kamertemperatuur.
Groep 17 bevat de halogenen. De eerste 4 elementen in deze groep, fluor (F), chloor (Cl), broom (
en jood (I), lijken qua chemische reacties zeer veel op elkaar. Deze atomen missen slechts 1 elektron in hun buitenste p-orbitaal en nemen gemakkelijk een elektron op, om hun p-orbitaal te vullen. Ook vormen ze, met stoffen waar ze dat elektron niet vanaf kunnen halen, covalente bindingen. Ze komen voor als F
2, Cl
2, Br
2 en I
2. F
2, de lichtste van de 4, is gasvormig, evenals Cl
2. Br
2 is vloeibaar en I
2 is vast bij kamertemperatuur. Ze zijn allen erg reactief, en kunnen heftig reageren. De reactiviteit neemt af wanneer men van fluor naar jood gaat.
Ook astaat, het vijfde element uit groep 17, gedraagt zich als een halogeen. Hoewel het meer metallisch is dan jood, blijkt uit spectroscopische analyse dat het qua gedrag toch zeer sterk op jood lijkt. Het is echter zeer instabiel en de enige reden dat het in de natuur voorkomt, is dat het als tussenproduct ontstaat bij het verval van uranium en thorium-isotopen. Het vervalt daarna snel weer door. Geschat wordt dat er zich in de totale aardkorst niet meer dan een paar gram van bevindt.
tot slot groep 18, de edelgassen. Het wekt misschien verbazing dat helium in deze groep geplaatst wordt en niet naast waterstof, boven de aardalkalimetalen. Maar aangezien helium een complete elektronenschil vol heeft, en de aardalkalimetalen slechts de s-orbitaal, vertoont helium het gedrag van de edelgassen, die ook een volledige schil vol hebben. De eerste drie gassen hebben geen chemische eigenschappen, dat wil zeggen; Ze reageren nergens mee. Ze komen voor als losse atomen in de gasfase.
De elementen xenon, krypton en radon vormen wel verbindingen, onder andere met zuurstof, fluor en waterstof. Hiervoor gebruiken ze hun d-elektronen, die minder de behoefte hebben om zich afzijdig te houden en wel interactie kunnen aangaan met andere atomen. Deze verbindingen zijn echter altijd instabiel.
Radon is radioactief. Het ontstaat als tussenproduct in het verval van radium,
en wordt wel gebruikt voor het behandelen van kanker, als stralingsbron. Het is gevaarlijk bij inademing. In gewone lucht komen gemiddeld ongeveer 100 radonatomen per liter voor, en het is na roken een belangrijke oorzaak van longkanker.
:strip_icc():strip_exif()/u/48548/images.jpg?f=community)
.:strip_icc():strip_exif()/u/25814/camus_small.jpg?f=community)
:strip_icc():strip_exif()/u/23647/Untitled-2.jpg?f=community)
Zelfs onder linux is integratie makkelijk; of is de documentgrootte/laadtijd je bezwaar?
:strip_icc():strip_exif()/u/40087/crop58e29e169f35a_cropped.jpeg?f=community)
) maar denk dat een 'drie regeltoevoeging' volstaat. Let er trouwens op, voor zover ik weet is het aantal apocrieve boeken heel groot, over sommige teksten varieerd de mening ook of ze in de bijbel/thora stonden maar apocrief zijn danwel er uberhaubt niets mee te maken hadden (zo krijg je nogal een lijst ja..) De twee aangehaalde voorbeelden zijn wel het bekendst trouwens. :strip_icc():strip_exif()/u/35767/images.jpg?f=community)
/u/1176/crop635f8931b2b68_cropped.png?f=community)
:strip_exif()/u/34942/daniel.gif?f=community)
:strip_exif()/u/50696/IconOM_01.gif?f=community)
.
:strip_icc():strip_exif()/u/3095/nietzsche.jpg?f=community)
:strip_icc():strip_exif()/u/26612/droptikkels_icon.jpg?f=community){kind=icon}
