van een chemisch element noemt men het getal, dat aangeeft, hoeveel maal het gewicht van het atoom van dit element groter is dan Vu van dat van het element zuurstof. Oorspronkelijk betrok men de atoomgewichten op dat van een atoom waterstof, als lichtste element, waarbij dit element dan een gewicht nauwkeurig gelijk aan de éénheid had en zuurstof een atoomgewicht omstreeks 16.
Op grond van practische overwegingen — er zijn van zuurstof meer verbindingen met andere elementen, die voor atoomgewichtsbepalingen in aanmerking komen, — werd evenwel later de conventie in bovenbedoelde zin gewijzigd. Als gevolg daarvan is nu het atoomgewicht van waterstof 1,0081 en dat van zuurstof is per definitie 16,0000. Een nieuwe moeilijkheid heeft zich voorgedaan, toen bleek, dat het element zuurstof uit meer dan één isotoop* bestaat, nl. naast 99,76 pet O18 nog 0,04 pet O17 en 0,20 pet O18 bevat. Nu stellen de natuurkundigen bij de atoomgewichtsbepalingen met de massaspectrograaf* het gewicht van de meest voorkomende zuurstof-isotoop gelijk 16, terwijl de chemici aan het gemiddelde gewicht van een atoom van het natuurlijke isotopen-mengsel het getal 16 toevoegen. Daardoor zijn er thans twee, overigens weinig verschillende (op fysische schaal 0,27 pro mille hoger), atoomgewichtsschalen. De internationale atoomgewichten op de gebruikelijke chemische schaal zijn opgenomen in de tabel op blz. 635. Deze worden ieder jaar door een internationale commissie vastgesteld aan de hand van eventueel nieuwe bepalingen; de meeste gewichten zijn echter reeds sedert jaren onveranderd gebleven.INTERNATIONALE ATOOMGEWICHTEN (1947) O = 16,0000
Aluminium Al 26,97
Antimonium Sb 121,76
Argon Ar 39,944
Arsenicum As 74,91
Barium Ba 137,36
Beryllium Be 9,02
Bismuth Bi 209
Borium B 10,82
Bromium Br 79916
Caesium Cs 132,91
Cassiopeium Cp 174,99
=Lutetium Lu
Cadmium Cd 112,41
Calcium Ca 40,08
Cerium Ce 140,13
Chloor Cl 33,457
Chromium Cr 52,01
Dysprosium Dy 162,46
Erbium Er 167,2
Europium Eu 152
Fluorium F 19
Gadolinium Gd 156,9
Gallium Ga 69,72
Germanium Ge 72,6
Goud Au *97,2
Hafnium Hf 178,6
Helium He 4,003
Holmium Ho 164,93
Indium In 114,76
Iridium Ir I93,i
Jodium J 126,92
Kalium K 39,096
Kobalt Co f.8,04
Koolstof C 12,01
Koper Cu 63,57
Krypton Kr 83,7
Kwikzilver Hg 200,61
Lanthanium La 138,92
Lithium Li 6,94
Lood Pb 207,21
Magnesium Mg 24,32
Mangaan Mn 54,93
Molybdenium Mo 95,95
Natrium Na 22,997
Neodymium Nd 144,27
Neon Ne 20,183
Nikkel Ni 58,69
Niobium Nb 92,91
= Columbium Cb
Osmium Os 190,2
\ Palladium Pd 106,7
Phosphorus P 30,98
Platina Pt *95,23
Praseodymium Pr *40,92
Protoactinium Pa 231
Radium Ra 226,05
Radon Rn 222
Rhenium Re 186,31
Rhodium Rh 102,91
Rubidium Rb 85,48
Ruthenium Ru 101,7
Samarium Sm *50,43
Scandium Sc 45, *0
Selenium Se 78,96
Silicium Si 28,06
Stikstof N 14,008
Strontium Sr 87,63
Tantalium Ta 180,88
Tellurium Te 127,61
Terbium Tb *59,2
Thallium Tl 204,39
Thorium Th 232,12
Thulium Tu *69,4
Tin Sn 118,7
Titanium Ti 47,9
Uranium U 238,07
Vanadium V 50,95
Waterstof H 1,0081
Wolframium W *83,92
Xenon Xe *3*.3
Ytterbium Yb *73,04
Yttrium Y 88,92
Ijzer Fe 55,84
Zilver Ag 107,88
Zink Zn 65,38
Zirconium Zr 91,22
Zuurstof O 16
Zwavel S 32,066
Aan de officiële lijst ontbreken enkele elementen, waarvan geen betrouwbare atoomgewichtsbepaling bekend is:
Actinium Ac 227;
Polonium Po 210.
Het chemische atoomgewicht heeft geen fundamentele betekenis, immers het is meestal niet meer dan het gemiddelde gewicht van een aantal isotope* atomen in een willekeurige getalverhouding. Wel blijkt het atoomgewicht op een enkele uitzondering na (lood, waterstof, z radioactiviteit, deuterium) althans op aarde constant te zijn; trouwens ook meteoorstenen wijken hierin niet af.
Voor het gebruik van de atoomgewichten bij chemische berekeningen zie chemische formule.
Het (relatieve) atoomgewicht van een element wordt bepaald door een uiterst nauwkeurige analyse (of soms synthese) te maken van een goed gedefinieerde, zeer zuiver te verkrijgen verbinding van het desbetreffende element. Ten einde bijv. het atoomgewicht van rubidium te bepalen, zal men rubidiumchloride RbCl maken, dit zeer zorgvuldig en herhaaldelijk omkristalliseren en drogen. Dan wordt een afgewogen hoeveelheid van het zout in water gebracht en hieraan een oplossing van zilvernitraat toegevoegd. Hierdoor slaat het slecht oplosbare zilverchloride, AgCl neer. Dit wordt afgefiltreerd door een gewogen filter van papier of van poreus porselein, herhaaldelijk gewassen, ter verwijdering der laatste resten van de oplosbare zouten en dan gedroogd en gewogen. Uit het gewicht gt van het RbCl en het gewicht g, van het AgCl volgt nu, wanneer de atoomgewichten van chloor en zilver alreeds bekend zijn, ook het onbekende atoomgewicht XR^ van het rubidium.
Uiteraard moet met alle correcties rekening worden gehouden, zoals met de uiterst geringe oplosbaarheid van het zilverchloride in het water, met de opwaartse druk van de gewichten in de lucht enz.
Berzelius* (1779-1849) publiceerde alreeds in 1818 een tabel van 42 atoomgewichten, die hij met een voor die tijd bewonderingwekkende nauwkeurigheid had bepaald. Tegenwoordig zijn er enkele, hierin geheel gespecialiseerde onderzoekers (Hönigschmidt, Baxter), die nieuwe atoomgewichtsbepalingen verrichten, meestentijds ter eventuele correctie van oudere, minder nauwkeurige bepalingen. Om een nauwkeurigheid van 1 op 10 000, ja zelfs i: 100 000, zoals bij zilver, te verkrijgen, is een tot het uiterste verfijnde experimentele techniek benodigd en wordt ook een nauwkeurige studie van alle foutenbronnen vereist.
PROF. DR J. A. A. KETELAAR
Atoommodel
De kennis van bouw en samenstelling van het atoom, vindt — wat de moderne opvatting betreft — haar oorsprong bij den Engelsman Rutherford*, die in 1911 de hypothese uitsprak, dat de atomen der verschillende elementen bestaan uit een electrisch positief geladen, betrekkelijk zware kern* met daaromheen lopende negatief geladen deeltjes, de electronen*. De electronen hebben alle dezelfde lading, nl. de electrische elementaire lading, groot 16,0.1 o-20 coulomb; de kern heeft juist zoveel positieve lading, dat het atoom in zijn geheel electrisch neutraal is. De atomen der verschillende elementen onderscheiden zich van elkaar, doordat ze een verschillende kernlading en dus ook een verschillend aantal electronen bezitten. Het lichtste atoom, waterstof, bezit slechts één electron, het tweede element, helium, heeft er twee, lithium drie enz.; het zwaarste atoom, dat in de natuur voorkomt, uranium, heeft 92 electronen. Het aantal electronen noemt men het atoomnummer van het element. Met slechts twee uitzonderingen neemt het atoomgewicht* toe met het atoomnummer en wel geldt ruw de regel, dat het atoomgewicht het dubbele is van het atoomnummer.
De massa van het atoom zetelt hoofdzakelijk in de kern. Voor een waterstofatoom, dat bestaat uit de waterstof kern, om zijn groot belang ook wel proton genoemd, en een electron, is de verhouding van het gewicht van de kern tot dat van het electron als 1840 : 1.
Rutherford ging er van uit, dat deelectronen om de atoomkern zouden lopen volgens dezelfde wetten, waarmee de planeten om de zon lopen. Hij onderstelde dus, dat de electronen zich volgens ellipsen zouden bewegen, waarbij de kern in één van de brandpunten van de ellips moet staan. De aantrekkende kracht tussen de kern en de electronen komt voort uit hun tegengestelde lading (4: electriciteit).
De theorie van Rutherford is al spoedig gecorrigeerd door die van Bohr (1912). Deze Deense natuurkundige vulde de theorie van Rutherford aan met twee hypothesen, die in strijd waren met de in 1912 aangehangen mechanische en electrische theorieën. De eerste hypothese is deze, dat niet alle, mechanisch toegelaten, ellipsen voorkomen, maar slechts een beperkt aantal (fig.2). Dit brengt mee, dat ook de energieën E van deze stationnaire toestanden slechts bepaalde waarden kunnen hebben: Ex, E2 enz. De tweede hypothese van Bohr zegt, dat een atoom geen licht uitstraalt, zolang het electron in een stationnaire baan loopt, maar dat het dit wel doet, zodra het electron naar een andere stationnaire baan verspringt, en wel zendt het dan licht uit met een frequentie v, die evenredig is met het verschil der energie-inhouden Ex en E2 der beide stationnaire toestanden: hv = Ex-E2. In deze zgn. frequentiebetrekking van Bohr is h een universele constante, de zgn. constante van Planck (z Iichtquanta).
Een theoretische verklaring hebben de hypothesen van Bohr eerst verkregen, toen de Broglie (1924) en Schrödinger (1927) de klassieke mechanica gecorrigeerd hebben door invoering van de golfmechanica*. Volgens deze theorie moet aan de klassieke wetten nog de voorstelling toegevoegd worden, dat bij de beweging van ieder materiedeeltje (in dezen de beweging van een electron om de kern) een materiegolf hoort, waarvan het kwadraat van de amplitude evenredig is met de statistische kans het electron (en dus zijn lading) aan te treffen.
In fig. i is op deze basis de statistische ladingsverdeling weergegeven van een waterstofatoom. De afstanden van het midden uit zijn aangegeven in Angström-eenheden (1 Angströmeenheid = i A = IO-2 cm). De bovenste figuur geeft de ladingsverdeling in de grondtoestand. Dit atoom is ongeveer 2 A dik (van buigpunt links tot buigpunt rechts). Het tweede niveau geeft de op de grondtoestand volgende stationnaire toestand. Het atoom is nu ongeveer 8 A dik, de derde figuur geeft de daarop volgende toestand, totale dikte van het atoom is ± 18 A.
De ladingsverdeling is bolvormig symmetrisch of bestaat uit enige volumina, die de bol ongeveer opvullen. Het moderne model lijkt dus veel meer op een bol dan het ellipsmodel van Rutherford-Bohr.
Een atoom met kernlading Z, dat alle electronen heeft verloren op één na, heeft dezelfde statistische ladingsverdeling als het waterstofatoom, echter zijn de afstanden Z keer zo klein. Het is gebleken, dat bij alle atomen slechts twee electronen tegelijk in de laagste energietoestand zijn. Deze vormen een ladingsschil, die dus een straal heeft van ongeveer A. Deze schil noemt men de K-schil.
Als we successievelijk de andere electronen weer toevoegen, zullen deze zich in de meer naar buiten gelegen schillen plaatsen. Een algemeen principe uit de quantumtheorie, het zgn. Pauliverbod*, eist, dat in de nde schil ten hoogste 2 n2 electronen plaats nemen. Na twee electronen is de eerste schil dus vol, de volgende 8 vinden een plaats in de tweede schil, de L-schil. Voor deze electronen werken kernlading en K-schil samen als een kern met lading Z-2, zodat de straal van de L-schil, die voor het waterstofatoom 4 A was,
in het algemeen wordt: ^ A. Zo vinden de volgende 18 electronen een plaats in de op de L-schil volgende M-schil, die een straal heeft van A. De getallen 2 en 10 in de noemers van de voorafgaande uitdrukkingen heten de schermwerkingsconstanten. Telkens als een schil vol is, is een zeer stabiele bolvormig symmetrische configuratie bereikt, welke telkens een straal van ongeveer i A heeft.
Het chemische gedrag van de atomen blijkt nu zeer afhankelijk te zijn van het aantal electronen in de buitenste, in den regel nog niet complete, schil (fig. 2). De atomen met complete schil zijn chemisch niet werkzaam, het zijn de edelgassen helium (Z = 2) en neon (Z = 10). Daarnaast zijn elementen, die eveneens een zeer stabiele configuratie hebben, al is de schil niet compleet, bijv. de edelgassen argon (Z = 18), krypton (Z = 36) en xenon (Z = 54). De andere atomen blijken nu (ten gevolge van de electrostatische krachten tussen de electronen en de kern) steeds
graag tot een dergelijke stabiele electronenconfiguratie te willen komen, wat slechts kan, doordat ze de overtollige electronen kwijtraken en daardoor tot een positief ion worden of nog enige electronen opnemen en daardoor tot een negatief ion worden. De elementen, die één, twee enz. meer electronen dan de edelgassen hebben, vormen zo één-, tweeenz.-waardige positieve ionen; die welke er evenveel minder hebben, evenveel-waardige negatieve ionen. Deze ionen kunnen dan weer chemische bindingen* aangaan, waarbij ze eikaars ladingen compenseren, bijv. Na+Cl-. Behalve deze zgn. ionenbinding vinden ook andere chemische bindingstypen in het atoommodel hun verklaring.
Voor sommige toepassingen moet men de electronenschillen verder verdelen in ondergroepen, bijv. de L-schil in de 2s- en 2p-ondergroep. De conventionele volgorde der onderverdelende letters is hierbij s, p, d,f, g ... In fig. 2 is de volledige electronenbezetting voor de eerste 19 elementen aangegeven. Daarbij zijn ook de corresponderende banen dezer electronen in het atoommodel van Bohr afgebeeld; men kan zich van het golfmechanische atoommodel een voorstelling maken door de electronen ,,uit te smeren” in de lengte van hun banen en aan weerskanten daarvan, waardoor de golffuncties van fig. i ontstaan.
In de grote tabel van electronenbezettingen zijn de electronenconfiguraties voor alle elementen weergegeven. Hierin kan men zien, waar een inwendige electronenschil zich opvult (QI t/m 28; 29 t/m 31; 32; 39 t/m 46; enz.). Omdat daarbij de uitwendige electronenconfiguratie niet of weinig verandert, zijn dergelijke elementen onderling chemisch weinig verschillend. Vooral bij de groep der zeldzame aardmetalen (58-71) is dit het geval. Bij het opvullen der uitwendige schillen ziet menperiodiek dezelfde uitwendige electronenconfiguraties en dus dezelfde chemische eigenschappen terugkeren. Dit is de verklaring van het experimenteel reeds lang bekende periodieke systeem* der elementen. In de tabel tegenover pag. 636 komt dit tot uiting doordat chemisch gelijksoortige elementen jn dezelfde kolom staan.
Wat het optisch gedrag der atomen betreft, kan het element natrium, 11 Na in fig. 2, als voorbeeld dienen. Wanneer een invallend lichtquantum het electron van de 3^-baan naar de 3/1-baan opheft, wordt dit lichtquantum, waarmee een golflengte van 589 m/i overeenkomt, geabsorbeerd. In het spectrum verschijnt dan de Na D-lijn in absorptie. Het omgekeerde proces vindt plaats, als het electron terugvalt van de 3/1-toestand naar de 35-toestand.
Daarbij wordt dus de gele Na D-lijn geëmitteerd.
Voor het waterstofatoom is het schema van een aantal mogelijke overgangen onder uitzending van licht voorgesteld in fig. 3. Hierbij is de onderverdeling der schillen in ondergroepen weggelaten, omdat die bij waterstof weinig invloed heeft. Alle overgangen naar de Z,-toestand van de hogere toestanden af vormen te zamen de zgn. spectrale reeks van Balmer. De frequenties van de corresponderende spectrale lijnen kunnen afgeleid worden uit de reeds genoemde frequentiebetrekking van Bohr: hv = En-E2 met n = 3, 4, 5 . . . De energieniveau’s E„ hebben bij het waterstofatoom de eenvoudige vorm-hcR/n2, waardoor de betrekking overgaat in de zgn. formule van Balmer:
Hierin is X de golflengte (lichtsnelheid cl frequentie v) van de spectrale lijn en R de zgn. Rydberg-constante = 2nimetlh3c = 109737 cm-1; e en m zijn lading en massa van het electron. Andere spectrale reeksen eindigen op de eerste en derde baan (zie fig. 3). De hiervoor geldende formules worden verkregen door de 2 eerste in de formule van Balmer te veranderen in 1, resp. 3.
Ook bij andere elementen kan men de waargenomen spectrale lijnen in reeksen rangschikken, maar de formules voor hun golflengten zijn minder eenvoudig. Fig. 4 geeft de zgn. hoofdreeks (np -* 3s) van natrium, waartoe ook de bovengenoemde Z)-lijn behoort.
Een röntgenlijn wordt uitgezonden, als een inwendig electron uit een atoom van de antikathode (z röntgenbuis) verwijderd is (z aanslaan) en in het zo ontstane gat een electron van een hogere baan valt.
PROF. DR C. ZWIKKER
PROF. DR J. A. PRINS
