De grieken hadden al het besef dat er hele kleine deeltjes bestonden. Je kon iets net zo lang door twee delen tot dat je het ondeelbare deeltje over had: De Atoom. De Griekse filosoof Aristoteles schreef dit alles op en vond dat de gesst bij de vier elementen van de aarde hoorde. Men bekeek en dacht na over de materie vanuit een filosofische blik. Als men goud wilde maken moest men elementen in harmonie bij elkaar brengen.

 

John Dalton

 

John Dalton (Eaglesfield, 6 september 1766 – Manchester, 27 juli 1844) was een Engelse scheikundige en natuurkundige. Naar hem is de alternatieve benaming dalton (Da) voor de atomaire massa-eenheid genoemd.

Biografie[bewerken]

Dalton werd geboren in Eaglesfield, vlakbij Cockermouth in Cumberland als kind van de wever Joseph Dalton. Hij ging naar de plaatselijke school en een familielid stimuleerde zijn interesse in natuurwetenschap. In 1781 vertrok hij naar Kendal, waar hij les gaf, en wiskunde en natuurwetenschappen studeerde. Van 1793 tot 1799 had Dalton een aanstelling aan het New College in Manchester.

 

Atoomtheorie

Voor hij zijn belangstelling op de chemie richtte, was Dalton meteoroloog. In 1803 presenteerde hij zijn atoomtheorie gedetailleerd in een lezing. Zijn belangrijkste werk, waarin deze theorie voorkomt, heet A new system of chemical philosophy (1808). Dit bevat de volgendepostulaten:

Alle materie is samengesteld uit kleine, ondeelbare partikels (zie ook atomisme).

Alle atomen van een gegeven element bezitten elk hun unieke eigenschappen en eigen massa.

Verschillende chemische elementen bestaan uit verschillende atoomsoorten. Iedere atoomsoort bezit een karakteristieke massa.

Atomen zijn onverwoestbaar en behouden hun identiteit na een scheikundige reactie (dit in tegenstelling tot wat de alchemiebeweerde).

Chemische verbindingen worden gevormd door combinatie van atomen van verschillende elementen. Een gegeven verbinding heeft steeds dezelfde verhouding van de atomen van de samenstellende elementen.

Er bestaan 3 types atomen: enkelvoudige, samengestelde en complexe.

Ook op andere gebieden heeft Dalton baanbrekend werk gedaan: hij was de eerste die een wetenschappelijk artikel over kleurenblindheid publiceerde (Extraordinary facts relating to the vision of colours 1794), naar hem ook wel daltonisme genoemd (hij was zelf kleurenblind).

 

 

Atoommodel van Thomson

 

Het atoommodel van Thomson is de bijdrage van Joseph John Thomson in de ontwikkeling van het atoommodel, waarin hij zijn ontdekking van de elektronen in 1897 verwerkte. Thomson beschreef het atoom met het zogenaamde "krentenbolmodel" in 1902. Volgens het atoommodel van Thomson bestond het atoom uit negatief geladen deeltjes, omgeven door een positief geladen"soep", als krenten in een bol deeg. In Thomsons model echter, konden de negatieve deeltjes vrijelijk door de positieve lading heen bewegen, en hun bewegingen en rotaties in specifieke banen zouden dan een verklaring kunnen vormen voor de verschillende spectraallijnen van atomen. Dit bleek echter niet te werken. Toen Ernest Rutherford ontdekte dat het atoom een zeer kleine, positief geladen kern bevatte, was dat het einde voor het model van Thomson.

 

 

Atoommodel van Rutherford

 

Het Atoommodel van Rutherford is een atoommodel opgesteld door en genoemd naar de op Nieuw-Zeeland geboren natuurkundigecErnest Rutherford (1871-1937).

Rond 1911 was vastgesteld dat het atoom bestond uit een aantal subatomaire deeltjes waaronder protonen (deeltjes met een positieve lading) en elektronen (deeltjes met een negatieve lading). Het was echter nog niet duidelijk hoe het atoom uit deze deeltjes was opgebouwd.

Rutherford gebruikte in de jaren 20 van de 20e eeuw formeel ioniserende straling om het atoom te onderzoeken. Hij richtte een straal van alfadeeltjes (He²⁺, v=0,1c) op een dunne goudfolie en stelde vast dat een groot deel (99,99%) van de alfadeeltjes de goudfolie ongehinderd kon passeren. Een zeer klein deel (0,01%) echter werd afgebogen onder een hoek of zelfs volledig teruggekaatst. Rutherford concludeerde hieruit dat het atoom een kleine, massieve kern moest bevatten.

Op basis van zijn experimenten stelde Rutherford een atoommodel op, waarbij hij het atoom omschreef als een positief geladen kern van protonen met daaromheen een wolk van elektronen in een ijle ruimte. Dit model, zij het verfijnd door Niels Bohr en anderen, wordt tot heden als het juiste beschouwd.

 

Atoomtheorie

Voor hij zijn belangstelling op de chemie richtte, was Dalton meteoroloog. In 1803 presenteerde hij zijn atoomtheorie gedetailleerd in een lezing. Zijn belangrijkste werk, waarin deze theorie voorkomt, heet A new system of chemical philosophy (1808). Dit bevat de volgendepostulaten:

Alle materie is samengesteld uit kleine, ondeelbare partikels (zie ook atomisme).

Alle atomen van een gegeven element bezitten elk hun unieke eigenschappen en eigen massa.

Verschillende chemische elementen bestaan uit verschillende atoomsoorten. Iedere atoomsoort bezit een karakteristieke massa.

Atomen zijn onverwoestbaar en behouden hun identiteit na een scheikundige reactie (dit in tegenstelling tot wat de alchemiebeweerde).

Chemische verbindingen worden gevormd door combinatie van atomen van verschillende elementen. Een gegeven verbinding heeft steeds dezelfde verhouding van de atomen van de samenstellende elementen.

Er bestaan 3 types atomen: enkelvoudige, samengestelde en complexe.

Ook op andere gebieden heeft Dalton baanbrekend werk gedaan: hij was de eerste die een wetenschappelijk artikel over kleurenblindheid publiceerde (Extraordinary facts relating to the vision of colours 1794), naar hem ook wel daltonisme genoemd (hij was zelf kleurenblind).

 

Atoommodel van Bohr

 

Het atoommodel van Bohr is een in 1913 door Niels Bohr geïntroduceerde theorie die de opbouw van atomen beschrijft.

 

Het atoommodel

Het atoommodel van Bohr was gebaseerd op het experiment van Ernest Rutherford, waarbij een goudfolie werd bestraald met alfa-deeltjes (de zogenaamde verstrooiing van Rutherford). Bohr beschrijft het als volgt:

In order to explain the results of experiments on scattering of α-rays by matter, Prof. Rutherford has given a theory of the structure of atoms. According to this theory, the atoms consist of a positively charged nucleus surrounded by a system of electrons kept together by attractive forces from the nucleus; the total negative charge of the electrons is equal to the positive charge of the nucleus. Further, the nucleus is assumed to be the seat of the essential part of the mass of the atom, and to have linear dimensions exceedingly small compared with the linear dimensions of the whole atom. The number of electrons in an atom is deduced to be approximately equal to half the atomic weight. Great interest is to be attributed to this atom-model; for, as Rutherford has shown, the assumption of the existence of nuclei, as those in question, seems to be necessary in order to account for the results of the experiments on large angle scattering of the α-rays.

Schillen

Volgens het atoommodel van Bohr houden de elektronen van een atoom zich op in een aantal schillen rondom de kern, die een verschillend energieniveau hebben. Elke schil kan een beperkt aantal elektronen bevatten. De elektronen van een stabiel atoom zitten in de schillen met de laagst mogelijke energie.

Schillen worden volgens toenemende afstand tot de kern voorgesteld door: K, L, M, N, O, P en Q. Het rangnummer wordt het schilnummer n genoemd. Een schil met rangnummern kan maximaal 2n² elektronen bevatten, zoals aangegeven in de ondersstaande tabel. Deze regel is geldig van n = 1 tot en met n = 4; voor n = 5, 6 en 7 blijft het maximaal aantal 32 elektronen:

 

Schil	K	L	M	N	O	P	Q
Nummer (n)	1	2	3	4	5	6	7
Max. bezetting (2n2)	2	8	18	32	32	32	32

 

Bijvoorbeeld, een natriumatoom heeft elf elektronen. In de stabiele toestand zitten er dus 2 elektronen op de K-schil, 8 op de L-schil en het laatste elektron zit op de M-schil.

Het atoommodel van Bohr van een waterstofatoom[bewerken]

Uit Bohrs laatste postulaat blijkt wat er gebeurt als een atoom energie opneemt (bijvoorbeeld door verhitting): het elektron dat zich voor de verhitting in zijn grondtoestand bevindt (toestand met de laagste energie-inhoud) kan dan naar een hogere baan springen (van energieniveau 1 naar energieniveau 2). Deze aangeslagen toestand is echter niet stabiel waardoor het elektron terugvalt naar een lager gelegen baan. De overtollige energie is het energieverschil tussen beide energieniveaus en wordt terug uitgestraald onder de vorm vanelektromagnetische straling.

Bij analyse van dit licht door een prisma blijkt het (in tegenstelling tot gewoon zonlicht) uit een discreet lijnenspectrum te bestaan. Dit lijnenspectrum bestaat uit een reeks lijnen bij een beperkt aantal golflengten. Op de andere golflengten worden geen lichtdeeltjes uitgestraald. Zo ontstaat er voor elk atoom een specifiek lijnenspectrum, met een beperkt aantal golflengten van uitstraling. Bevinden deze golflengten zich tussen de 350 en 700 nm, dan wordt het zichtbaar voor het menselijk oog.

Theoretisch zijn deze bevindingen een gevolg van de relatie tussen de energie en de golflengte. De energie nodig om een golf uit te zenden met frequentie ν kan men vinden via de relatie

 

Hierin is E de energie (in dit geval het energieverschil tussen energieniveau 2 en energieniveau 1) en ν de frequentie van de uitgezonden golf. ℎ is de constante van Planck, gelijk aan

 

Deze relatie komt voort uit de deeltje-golfdualiteit en levert ook een directe link tussen de energie E en de golflengte λ, aangezien de snelheid van de uitgezonden straling gelijk is aan de lichtsnelheid, gegeven door

 

 

Energieniveaus

Als er energie aan een atoom wordt toegevoegd, bijvoorbeeld doordat de stof verhit wordt, kunnen er elektronen naar een hogere energietoestand gaan. Dit heet een aangeslagen toestand. Het overgaan naar een hogere energietoestand heet excitatie. Het atoom is dan niet meer in de stabiele toestand.

Als er een elektron terugvalt naar een lager energieniveau, zendt het atoom energie uit in de vorm van elektromagnetische straling, bijvoorbeeld in de vorm van licht. Dat heetemissie van stralingsenergie.

De stralingsenergie die vrijkomt bij een bepaalde elektronensprong komt overeen met het energieverschil tussen deze energieniveaus. De waarden van de sprongen zijn typisch voor elk chemisch element. De stralingsenergie bepaalt de golflengte van de straling, en dus de kleur van het uitgestraalde licht.

 

Lichtuitstraling

Niels Bohr stelde vast dat metalen bij verhitting in een vlam of bij toevoer van energie een typische lichtkleur voor dat element vertonen. Bij natrium is dit geel, bij calciumbaksteenrood en bij koper is dit groen. In het dagelijkse leven zien we deze kleuren vaak terug. Langs veel autowegen (opvallend in België) staat autowegverlichting die inderdaad geel-oranje-achtig is omdat het om natriumdamp-lampen gaat.

 

Emissiespectrum

De straling die door enkelvoudige stoffen wordt uitgezonden, kan verder ontleed worden als je de straling door een prisma heen stuurt. Als het licht van een gloeiend hete zuivere stof via een prisma op een wit vlak valt, vertonen zich lijntjes met verschillende kleuren. Dat heet het emissiespectrum. Elk lijntje komt overeen met een bepaalde energie, en dus met een bepaalde overgang tussen twee elektronenschillen. Zo zal een elektron uit een natriumatoom, dat terugvalt van de N-schil naar de M-schil de bekende gele kleur van natriumlampen uitstralen.

Door de uitgestraalde energieën van een groot aantal elementen te analyseren, kon Bohr afleiden welke energieniveaus in een element voor konden komen.

Nadat de emissiespectra van een groot aantal elementen was bepaald, konden deze ook worden gebruikt om de samenstelling van stoffen te bepalen met behulp van atomaire-emissiespectrometrie.