scheikunde - Marnix College Vaksites

Syllabus
scheikunde
Voorbereiding nationale finale 2006 van de
International
Junior
Science
Olympiad
IJSO
G.H.F. Hurenkamp
Marnix College Ede
voorjaar 2006
[email protected]
1. VAN KOMMAFORMULE NAAR MOLECUULFORMULE
G.H.F. Hurenkamp
molecuulmodel
Inleiding en probleemstelling
In hoofdstuk 4 hebben we kennisgemaakt met het molecuulmodel. De
uitgangspunten van dit model zijn:
1. een molecuul is de bouwsteen van een stof
2. elke stof heeft zijn eigen soort moleculen
3. een zuivere stof bestaat uit (veel exemplaren van) één soort moleculen
4. in een mengsel bevinden zich verschillende stoffen, dus verschillende soorten
moleculen
5. moleculen bestaan uit atomen
6. er zijn ongeveer 100 soorten atomen, elk met hun eigen symbool
7. een niet-ontleedbare stof (“element”) bestaat uit moleculen, die één soort
atomen bevatten (het aantal atomen is daarbij even niet van belang)
8. een ontleedbare stof (“verbinding”, eng.: compound) bestaat uit moleculen, die
meerdere soorten atomen bevatten
Het bouwplan van een molecuul (en daarmee een code voor de bijbehorende stof)
gaven we weer in een kommaformule. Zo is H,O het bouwplan van een
watermolecuul: één molecuul water bevat de atoomsoorten waterstof en zuurstof.
De niet-ontleedbare stof ijzer wordt eenvoudigweg met Fe weergegeven.
In hoofdstuk 5 kwamen we bij het gebruik van kommaformules problemen tegen.
Zo leerden we als groep van verschillende stoffen de koolwaterstoffen kennen. Ook al
hebben deze stoffen allemaal dezelfde kommaformule (namelijk C,H), toch
verschillen deze stoffen van elkaar en dus hun moleculen ook. De oplettende lezer
weet natuurlijk hoe deze ogenschijnlijke tegenstelling moet worden verklaard: de
kommaformule zegt alleen iets over de atoomsoorten in een molecuul, maar niets
over de aantallen atomen van elke soort.
We moeten de kommaformule daarom gaan aanpassen, om een ondubbelzinnige,
unieke weergave van een molecuul te geven.
molecuulformule
index
Molecuulformules
Door het gebruik van molecuulformules kunnen we ook de aantallen atomen in
een molecuul weergeven. Een molecuulformule bevat dus twee soorten informatie:
1. de atoomsoorten (door middel van symbolen)
2. de aantallen van elke soort (door middel van getallen)
Het aantal atomen van een bepaalde soort wordt als klein hangend getal achter (!)
de atoomsoort in de formule gezet (in een tekstverwerker gebruik je dan
“subscript”). Dit kleine getalletje noemen we de index (meervoud: indices).
De index 1 wordt altijd weggelaten.
2
Enkele voorbeelden:
Stofnaam
Water
Waterstofperoxide
Koolstofdioxide
Koolstofmonoxide
Ammoniak
Glucose
Kommaformule
H,O
H,O
C,O
C,O
N,H
C,H,O
Molecuulformule
H 2O
H2O2
CO2
CO
NH3
C6H12O6
Samenstelling één molecuul
twee H-atomen en één O-atoom
twee H’s en twee O’s
één C en twee O’s
één C en één O
één N en drie H’s
zes C’s, twaalf H’s en zes O’s
Deze molecuulformules moet je uit je hoofd kennen.
coëfficient
Als je meerdere moleculen wilt weergeven in een formule, dan moet je het aantal
moleculen als getal vóór de molecuulformule zetten. Dat getal is van een gewone
grootte en noemen we de coëfficient. Ook de coëfficient 1 laten we weg. Enkele
voorbeelden:
6 CO2
3 H2O
CO
zes moleculen CO2
drie moleculen H2O
één molecuul CO
Let op het verschil tussen
H6O3
=
één molecuul, bestaande uit zes H’s en drie O’s
en
3 H2O
=
drie moleculen H2O
of vergelijkbaar: 2 NO2 en N2O4. Dit zijn verschillende moleculen, die bij stoffen
horen!
opdracht
Teken hieronder de volgende formules uit. Teken een atoom als een bolletje en varieer in
kleur en grootte van de bolletjes, om verschillende atoomsoorten te kunnen tekenen:
a) 2 H2O
b) 3 NO
c) N3O3
d) 3 H2O + 3 NH3
a)
b)
c)
d)
3
systematische
naam
Namen van stoffen
Elke stof heeft een naam. De meeste namen van stoffen kun je opstellen, door een
systeem toe te passen. We spreken dan van de systematische naam.
De systematische naam
Vanuit de naam van een stof kun je eenvoudig de molecuulformule van een stof
afleiden. Enkele voorbeelden:
Koolstofdioxide:
Calciumsulfide:
koolstof – di (2) – oxide (=zuurstof)
calcium – sulfide (= zwavel)
CO2
CaS
Opmerkingen:
• er worden telwoorden gebruikt (mono, di, tri, etcetera) om het aantal
atomen weer te geven
• het telwoord mono wordt regelmatig weggelaten, met name aan het begin
van een systematische naam
• er zijn een paar bijzondere achtervoegsels, die je al kent uit hoofdstuk 4:
oxide, sulfide, fluoride, jodide, chloride, bromide
opdracht
Geef namen van a) SO2 b) PCl3 c) CS2
Geef formules van d) stikstofmonoxide e) natriumchloride f) lood
triviale naam
De triviale naam
Sommige stoffen – de “bekende Nederlanders” onder de stoffen – hebben naast
een systematische naam ook een “huis-tuin-en-keukennaam”. Dat noemen we de
triviale naam van een stof. Een bekend voorbeeld is de naam water voor de stof
H2O (systematische naam: diwaterstofmono-oxide)
4
2. ATOMEN
G.H.F. Hurenkamp
Inleiding en probleemstelling
Moleculen bestaan uit atomen. Wanneer moleculen worden afgebroken of juist
worden gemaakt (en dat is wat er bij een reactie gebeurt), moeten er atomen van
elkaar worden verwijderd of aan elkaar worden gebonden. Het ligt dus voor de
hand om te gaan kijken hoe atomen precies aan elkaar zitten. Daarvoor moeten we
wel eerst weten, hoe een atoom eruit ziet.
Een historisch overzicht
Het woord atoom is al erg oud. De Griekse natuurfilosoof Democritos sprak al
over ατοµος, hetgeen “ondeelbaar” betekent. Het begrip heeft sinds het
molecuulmodel van John Dalton uit de 19e eeuw een plek gekregen in de
scheikunde: atomen waren de bouwstenen van een molecuul. Waar scheikundigen
meer bezig waren om stoffen te onderzoeken en te maken, waren natuurkundigen
geïnteresseerd in de bouw van atomen. Enkele belangrijke ontdekkingen op dit
gebied kunnen hier worden genoemdi:
elektron
1. Thomson ontdekte (eind 19e eeuw), dat uit een gas deeltjes konden worden
losgemaakt, die een negatieve elektrische lading hebben. Deze deeltjes worden
elektronen genoemd.
2. Aan het begin van de 20e eeuw kon Robert Millikan meten, hoe groot de lading
van
één
zo’n
elektron
was.
Die
lading
is
–0,00000000000000000016 Coulomb. Voor het gemak noemen we die lading
–e (let op het minteken vanwege de negatieve lading).
3. Ernest Rutherford beschoot goudatomen met andere kleine deeltjes. Hij
ontdekte, dat de deeltjes voor het grootste deel recht door het goud gingen.
Atomen zijn dus niet massief, maar bevatten heel veel lege ruimte.
proton
kern
elektronenwolk
neutron
4. Omdat een atoom in zijn geheel géén elektrische lading heeft (de lading is
elektrisch neutraal), moet er ook positieve lading in een atoom aanwezig zijn.
De negatieve lading van de elektronen moet immers worden gecompenseerd
om “op nul uit te komen”. Deze positieve lading bleek aanwezig te zijn op
andere hele kleine deeltjes: protonen. Eén proton heeft een lading van +e (precies
hetzelfde als één elektron, maar dan positief).
Ernest Rutherford stelde (al voor 1910) op basis van al deze ontdekkingen een
atoommodel op: een atoom bestaat kennelijk uit een positief geladen atoomkern
(of kortweg kern) en uit negatief geladen elektronen, die zich in een soort
elektronenwolk rondom de kern bevinden. De term proton bestond toen overigens
nog niet: die is pas rond 1920 ontstaan.
Pas in 1932 ontdekte een zekere Chadwick, dat atoomkernen naast het proton nóg
een deeltje konden bevatten. Deze ontdekking kwam pas laat, omdat dit deeltje
geen elektrische lading heeft en dus moeilijk in elektrische proeven kon worden
waargenomen. Dit elektrisch neutrale deeltje is het neutron.
5
elektronenwolk
kern
atoommodel van Rutherford (ca. 1910)
elektronenwolk
neutron
proton
verbeterde atoommodel van Rutherford
atoomnummer
u
a.m.u.
massagetal
atoommassa
Het verschil tussen atoomsoorten zit hem in het aantal protonen in de kern.
Atomen van dezelfde atoomsoort hebben hetzelfde aantal protonen in hun kern.
Dit aantal protonen noemen we het atoomnummer van een atoomsoort. Elke
atoomsoort heeft dus zijn eigen atoomnummer (voorbeeld H heeft
atoomnummer 1, zuurstof heeft atoomnummer 8 en koper heeft
atoomnummer 29). We schrijven ook wel 1H, 8O en 29Cu.
Een belangrijke eigenschap van een atoom is zijn massa. Omdat de massa van een
elektron ongeveer 10.000 keer zo klein is als van een proton en neutron, wordt de
atoommassa eigenlijk alleen bepaald door het aantal protonen en neutronen. Een
proton en een neutron wegen allebei ongeveer evenveel, namelijk ongeveer
0,00000000000000000000000167 gram. Omdat dit getal onhandig is, wordt de
massa van een proton (en dus ook van een neutron) 1 u genoemd (de u is een
verkorte weergaven van van a.m.u., ofwel atomic mass unit).
Het aantal protonen en neutronen samen bepaalt dus de atoommassa. De som van
het aantal protonen en neutronen noemen we het massagetal. Let op: omdat dit
een aantal is, is het massagetal altijd een geheel getal. Er staat geen eenheid achter.
Als je de massa’s van alle protonen en neutronen bij elkaar optelt, heb je de
atoommassa. Déze optelling heeft wél een eenheid, namelijk gram of (meestal) u.
6
Let dus op het (subtiele!) verschil tussen massagetal en atoommassa!
Uit onderzoek is gebleken, dat er atomen van dezelfde atoomsoort zijn, die tóch
een verschillende atoommassa hebben. Ze gedragen zich allemaal alsof ze van
dezelfde atoomsoort zijn en reageren in chemische reacties hetzelfde. Alleen hun
massa verschilt. Je zou kunnen zeggen dat atomen van dezelfde soort, die toch
verschillende massa’s hebben, broertjes en zusjes van elkaar zijn. We noemen dit
isotopen. Niet elke atoomsoort heeft verschillende isotopen.
Wat is het verschil in de atoombouw van isotopen? De atomen zijn van dezelfde
atoomsoort, dus het aantal protonen van elke isotoop moet gelijk zijn. Het verschil in
atoommassa moét dan wel worden veroorzaakt door een verschil in het aantal
neutronen. Dat is ook het geval. Doordat het aantal neutronen tussen isotopen
verschilt, verschillen dus ook de massagetallen.
Een voorbeeld is de atoomsoort chloor (Cl). Er komen in de natuur twee isotopen
van chloor voor: chloor met massagetal 35 (ongeveer 75% van alle chlooratomen)
en chloor met massagetal 37 (ongeveer 25% van alle chlooratomen). We geven dit
aan met Cl-35 en Cl-37, waarbij de getallen voor het massagetal staan. Ook kom je
de notatie 35Cl en 37Cl tegen. Soms worden de isotopen zelfs genoteerd als 1735 Cl en
Cl . Het getal links onderaan (hier 17) geeft het atoomnummer (het aantal
protonen) aan, zoals al eerder is vermeld.
37
17
Omdat 35Cl een masss van ongeveer 35 u heeft en 37Cl ongeveer van 37 u, kun je
nagaan hoeveel een chlooratoom gemiddeld weegt. Het natuurlijk voorkomen
(“natural abundance”, in procenten van het totaal voor die atoomsoort) van elke
isotoop speelt daarin uiteraard een rol. De gemiddelde atoommassa van chloor
moet dichter bij 35 u dan bij 37 u liggen (ga zelf na, dat je op 35,5 u uitkomt).
Vanwege enkele niet nader genoemde oorzaken verklaren we het verschil tussen de
échte waarde (van 35,45 u) en onze waarde (van 35,5 u) niet.
Atoombouw volgens Bohr
De Deense wetenschapper Niels Bohr verfijnde het model van Rutherford op een
belangrijk punt. Bohr stelde, dat de elektronenwolk gestructureerd was. Sommige
elektronen verblijven dicht bij de kern, andere elektronen bevinden zich meer aan
de buitenkant van het atoom.
elektronenschil
Bohr stelde voor, dat de elektronen zich in elektronenschillen bevonden. Deze schillen
kregen als aanduiding letters: de binnenste schil heet de K-schil, die daaromheen de
L-schil, enzovoort. Het één en ander is te vergelijken met planeten, die om de zon
heencirkelen: de ene planeet neemt een binnenbaan voor zijn rekening, andere
planeten hebben een buitenbaan.
Men kon aan de hand van experimenten zien, wanneer een schil “vol zat” en moest
worden begonnen met het opvullen van een nieuwe schil.
7
De eerste (binnenste) schil kon twee elektronen bevatten, de schil daaromheen
acht. Men kwam tot de volgende wetmatigheid:
De nde elektronenschil kan 2n2 elektronen bevatten.
Ga zelf na, dat de M-schil 18 elektronen kan bevatten en de N-schil 32.
aufbauprincipe
De elektronen worden van binnenuit naar buiten toe opgevuld. Men spreek in dit
kader van het zogenaamde aufbauprincipe. De verdeling van alle aanwezige
elektronen in een atoom wordt wel de elektronenconfiguratie van een atoom genoemd.
Elektronen als golfverschijnsel
Het elektron is een bijzonder fenomeen. Tot dusver hebben we ons elektronen
voorgesteld als kleine deeltjes met een negatieve lading. Elektronen kunnen echter
ook gedrag vertonen, dat al eeuwenlang met golven wordt geassocieerd. Zo kunnen
elektronenstralen interferentie en diffractie vertonen (bij het schoolvak
natuurkunde komen deze verschijnselen aan de orde). De oostenrijker Ernst
Schrödinger besloot om een al bestaande natuurkundige vergelijking voor golven
(de zogenaamde golfvergelijking) ook toe te passen op elektronen. Het oplossen
van deze aangepaste vergelijking (de onder fysici en chemici beroemde
Schrödingervergelijking) leverde spectaculaire resultaten op. Een elektron kan worden
weergegeven als een zogenaamde golffunctie (symbool: Ψ). Het wiskundige uiterlijk
van die golffuncties is vrij ingewikkeldii, maar de functies bevatten onder meer de
variabele n. Deze zijn we al eens tegengekomen: het (gehele) getal n bepaalt, hoe
ver het elektron zich van de kern bevindt: het hangt sterk samen met de
elektronenschillen uit paragraaf 1.3.
orbitaal
Zonder verder op de wiskunde in te gaan, geven we de golffunctie de volgende
betekenis: het kwadraat van de golffunctie (Ψ2) van elk elektron geeft aan, waar het
elektron zich waarschijnlijk bevindt (dit is de zogenaamde Borninterpretatie van de
golffunctie). Elektronen kunnen zich – in dit model – bijna overal bevinden, maar
ze hebben wel zo hun “voorkeursgebieden”, waar ze gemiddeld in de tijd het meest
verblijven. Deze voorkeursgebieden noemt men orbitalen en hebben uiteraard weer
alles te maken met de elektronenschillen uit paragraaf 1.3.
Een mooi resultaat uit Schrödingers werk is, dat ook bínnen een elektronenschil
structuur heerst. Binnen de hoofdschillen bevinden de elektronen zich in orbitalen.
Elke orbitaal kan maximaal twee elektronen bevatten. De K-schil heeft maar één
zo’n orbitaal, de L-schil heeft er 4, de M-schil heeft er 9, enzovoort. Als regel geldt:
• de eerste orbitaal in een schil is bolvormig en wordt s-orbitaal genoemd
• de tweede tot en met vierde orbitaal zijn haltervormig en worden porbitalen genoemd
• de vormen van de 5e tot en met 9e orbitalen is ingewikkelder; deze orbitalen
zijn de zogenaamde d-orbitalen
8
De s- en p-orbitalen (afbeelding: www.noordik.nl)
Zo volgt:
• de eerste schil (K-schil) heeft dus één bolvormige s-orbitaal, de
zogenaamde 1s-orbitaal
• de tweede schil (L-schil) heeft één bolvormige 2s-orbitaal (die omvangrijker
is dan de 1s-orbitaal) en drie haltervormige p-orbitalen
• de derde schil (M-schil) heeft één bolvormige 2s-orbitaal, drie
haltervormige p-orbitalen en vijf d-orbitalen.
enzovoort.
covalente
binding
gemeenschappelijk
elektronenpaar
Bindingen tussen atomen in een molecuul
Met behulp van de orbitaaltheorie kunnen we opnieuw kijken naar de binding
tussen atomen in een molecuul, die ook wel covalente binding wordt genoemd. In klas
4 heb je geleerd, dat twee atomen aan elkaar verbonden kunnen zijn, doordat ze elk
een elektron beschikbaar stellen voor een gemeenschappelijk elektronenpaar. Sommige
atoomsoorten kunnen zelfs tot wel vier (of meer) elektronen beschikbaar stellen en
dus ook vier atoombindingen aangaan.
Omdat atoombindingen alles te maken hebben met elektronen, wordt in de
scheikunde vooral naar de buitenkant van atomen (de elektronen) gekeken en in
mindere mate naar de atoomkern. Het is immers vooral de buitenkant van het
atoom, dat er voor de vorming van atoombindingen (en dus van nieuwe
moleculen) toe doet.
σ-binding
Laten we eens kijken naar het simpelste twee-atomige molecuul dat er bestaat: het
waterstofmolecuul (H2). Een waterstofatoom heeft één elektron beschikbaar om te
delen. Dit elektron zit in een bolvormige orbitaal (de 1s-orbitaal). Het algemene
principe is, dat de 1s-elektronen een nieuwe binding gaan vormen. Een dergelijke
binding wordt een σ-binding genoemd.
De σ-binding (afbeelding: http://library.thinkquest.org)
Kenmerkend voor de σ-binding is, dat de σ-binding op de as tussen de twee
9
atoomkernen ligt. Een σ-binding kan dus ook worden gevormd uit een s-orbitaal en
een “van links naar rechts liggende” p-orbitaal.
π-binding
Wanneer een tweede binding tussen atomen wordt gevormd, zien we een tweede
soort atoombinding: de π-binding. Deze binding heeft een wat ander uiterlijk:
De π-binding (afbeelding: www.everyscience.com)
Bij een π-binding is nooit een s-elektron betrokken, maar meestal een p-elektron.
De π-binding ligt niet tussen de twee atoomkernen in, maar gaat “boven- en
onderlangs”. De elektronen in een π-binding bevinden zich dus meestal niet exact
op de as tussen de twee betrokken atoomkernen.
Bij een dubbele binding, zoals in etheen (H2C=CH2) is één van de C–C-bindingen
een σ-binding en de andere C–C-binding een π-binding.
De atoombindingen in etheen (H2C=CH2)
covalentie
valentieelektron
Valentie-elektronen en vrije elektronenparen
In het algemeen zijn bij de vorming van atoombindingen alleen de elektronen in de
buitenste elektronenschil betrokken. Deze elektronen bepalen in de meeste
gevallen de covalentie van het atoom, dat wil zeggen: het aantal atoombindingen, dat
het atoom aan kan gaan. De elektronen in de buitenste elektronenschil worden ook
wel de valentie-elektronen van het atoom genoemd.
Niet alle valentie-elektronen zijn per se betrokken bij het vormen van
atoombindingen. Als we naar een watermolecuul kijken (H2O), dan zien we, dat het
O-atoom twee elektronen beschikbaar stelt voor atoombindingen. Het O-atoom
heeft in zijn L-schil echter 6 elektronen (ga zelf na dat de overgebleven twee
elektronen van zuurstof in de K-schil zitten). Dat betekent, dat er nog vier
10
vrij
elektronenpaar
elektronen over zijn. Deze elektronen zitten in paren in een zuurstoforbitaal (een
orbitaal kon immers twee elektronen bevatten; zie paragraaf 1.4). Men spreekt in
dit geval van twee vrije-elektronenparen of ook wel van non-bonding orbitals of lone pairs.
Net zoals een bindend elektronenpaar (een atoombinding) met een streepje of met
twee puntjes kan worden weergegeven, zo kan ook een vrij elektronenpaar met een
streepje of met twee puntjes worden weergegeven.
Twee simpele weergaven van het H2O-molecuul staat hieronder weergegeven.
O
O
H
H
H
H
De structuurformule van water met de vrije elektronenparen van het zuurstofatoom.
Het al dan niet bezitten van vrije elektronenparen en de exacte plaats van deze vrije
elektronen in het atoom is van groot belang voor de chemische reactiviteit. Vrije
elektronenparen hebben immers een negatieve lading en kunnen positief of
gedeeltelijk positief geladen deeltjes aantrekken.
i http://www.physlink.com/Education/AskExperts/ae46.cfm
ii Het ene elektron in een waterstofatoom heeft de relatief eenvoudige (!) golffunctie



Z
Ψ ( r , θ , φ ) = 2
2
  h
2

 4π me 2

3
 2  2 Zr 
  − na 
  20 1
 e
4π




Merk op dat hierin de variabele n is opgenomen. De symbolen corresponderen verder met bijvoorbeeld de afstand r tot de kern, de kernlading Z en de hoeken θ en φ,
die samen met r de plaats van het elektron bepalen.
11
3. IONEN EN ZOUTEN
G.H.F. Hurenkamp
Inleiding en probleemstelling
Een atoom is in zijn geheel elektrisch ongeladen. Als atomen met elkaar een
molecuul vormen, is dat molecuul dus ook ongeladen.
Toch geleiden sommige stoffen stroom. Uit proeven (zie klas 4, hoofdstuk 1) blijkt,
dat er drie categorieën stoffen bestaan:
aggregatietoestand
vast
vloeibaar
categorie I
geleidt stroom
geleidt stroom
categorie II
geleidt geen stroom
geleidt stroom
categorie III
geleidt geen stroom
geleidt geen stroom
Bij elektrische stroom – zo leert de natuurkunde ons – bewegen er geladen deeltjes.
Er zijn dus twee voorwaarden voor elektrische geleiding:
• er zijn geladen deeltjes in een stof aanwezig
• deze kunnen vrij bewegen
moleculaire
stof
Als je een stof smelt, gaan de moleculen dicht langs elkaar bewegen (zie PulsarChemie, 3e klas, § 6.1). Maar een molecuul is niet geladen, dus stoffen van categorie
I en van categorie II (die in vloeibare toestand wél stroom geleiden) bestaan dus
niet uit moleculen (!!!). Niet elke stof bestaat dus uit ongeladen moleculen,
zoals we in klas 3 (voor de eenvoud) wél beweerden. Alleen de stoffen uit
categorie III bestaan uit moleculen. Dit noemen we dan ook de moleculaire stoffen.
Voorbeelden daarvan zijn bijvoorbeeld water (H2O), koolstofdioxide (CO2) en
fosfortrichloride (PCl3).
Wat zijn nu wél de kleinste deeltjes van de stoffen uit categorie I en categorie II?
Daarvoor moeten we “iets nieuws verzinnen”. Dit hoofdstuk gaat over de stoffen
uit categorie II. Over categorie I (de metalen) komen we laten te spreken.
Stoffen uit categorie II en hun kleinste deeltjes
Er zijn zoals gezegd twee voorwaarden voor elektrische geleiding:
• er zijn geladen deeltjes in een stof aanwezig
• deze kunnen vrij bewegen
ion
In een vaste stof kunnen de kleinste deeltjes van een stof niet vrij bewegen, maar in
een vloeistof wel (zie boek 3e klas, § 6.1). De stoffen die binnen categorie II vallen,
bestaan dus uit geladen deeltjes, die bij smelten langs elkaar kunnen bewegen. Zo’n
geladen deeltje noemen we een ion.
Een stof als geheel – probeer het maar uit met keukenzout – zal onder invloed van
elektrische spanning niet gaan bewegen. Dat betekent, dat de stof in zijn geheel
elektrisch neutraal is. Als er dan toch geladen deeltjes (ionen) inzitten, dan moeten
er positief geladen ionen bestaan én negatieve ionen. De ladingen van de positieve
ionen heffen dan kennelijk de lading van de negatieve ionen op.
kation
Een positief ion wordt ook wel een kation genoemd (engels: cation).
12
anion
Een negatief ion wordt ook wel een anion genoemd (engels: anion).
zout
Een stof uit categorie II bestaat dus niet uit moleculen, maar uit ionen. Een stof die
uit ionen bestaat, wordt een zout genoemd. Categorie II zijn dus de zouten.
Er is dus niet één zout (dat wat je in de keuken vindt), maar er zijn vele stoffen, die
allemaal tot de groep van de zouten behoren. “Keukenzout” (natriumchloride) is
dus één van de vele zouten, die er bestaan.
Ionen
Welke ionen bestaan er nou, en hoe ontstaan ionen?
In het hoofdstuk “Atomen” heb je geleerd, dat een atoom bestaat uit positief
geladen elektronen, neutraal geladen neutronen en negatief geladen elektronen. Om
van een neutraal atoom een geladen atoom te maken, kun je dus twee dingen doen:
• het aantal protonen in de kern veranderen
• het aantal elektronen in de elektronenwolk veranderen
Het aantal protonen in een atoomkern veranderen is niet gemakkelijk. De kern ligt
binnenin het atoom, dus daar kom je moeilijk bij. Het blijkt dan ook, dat onder
normale omstandigheden (geen extreme temperaturen of iets dergelijks) alleen het
aantal elektronen van een atoom kan worden aangepast (die liggen immers aan de
buitenkant van een atoom).
Er zijn twee mogelijkheden:
• een atoom krijgt er (één of meer) elektronen bij
• een atoom staat (één of meer) elektronen af
In het eerste geval ontstaat een anion, in het tweede geval een kation (ga zelf na!).
De lading van een ion wordt rechts bovenaan geschreven
Voorbeelden van anionen: het chloride-ion: Cl– en het oxide-ion: O2–
Voorbeeld kationen: het natrium-ion: Na+ en het aluminium-ion: Al3+
Als je een zout wil maken van bijvoorbeeld natriumionen en chloride-ionen, moet
je deze zó bij elkaar doen, dat er een neutraal zout ontstaat. Bij deze ionen is dat
simpel: per natriumion moet je één chloride-ion hebben.
De formule van het zout wordt dan Na+Cl–, of ook wel NaCl.
– bij ionen moet de lading er per se bij, in een zout (=neutrale combinatie) hoeft dat niet
per se
– het positieve ion staat altijd voorop
Natriumionen en chloride-ionen in een zoutrooster
(afbeelding uit Chemie, HAVO bovenbouw, 5e druk)
13
verhoudingsformule
Omdat je in een zoutformule niet het aantal ionen zet (dat zijn er miljarden), maar
de verhouding tussen de positieve en negatieve ionen, noem je een zoutformule
ook wel een verhoudingsformule.
De naam van het zout krijg je simpelweg door de namen van de ionen
achter elkaar te zetten en de woorden ´ion’ weg te halen. Dat wordt hier
dus natrium(ion)-chloride(-ion) ofwel natriumchloride.
Het verschil tussen een zout en een moleculaire stof
Vaak denken mensen, dat zouten ook uit moleculen bestaan, bijvoorbeeld uit
natriumchloridemoleculen. Dat is onjuist, hoewel het een begrijpelijk misverstand
is. Een verschil is, dat moleculen afzonderlijk te herkennen zijn. Een
watermolecuul bestaat uit één O-atoom en twee H-atomen. Een naastgelegen
watermolecuul vormt een afzonderlijk herkenbaar “voorwerp”. Ook blijven
moleculen intact bij het smelten van een stof: een watermolecuul blijft – ook in
gesmolten water – bestaan uit drie atomen. Dat betekent, dat de binding tussen
moleculen kennelijk zwakker is dan de binding in moleculen. Kennelijk kunnen
watermoleculen elkaar bij 0 ºC al niet meer stevig vasthouden, maar de atomen
binnenin één molecuul zitten dan nog wél stevig aan elkaar vast.
Bij een zout zit dat anders. Neem bijvoorbeeld keukenzout (natriumchloride, zie
ook het plaatje op de vorige pagina). Het is niet mogelijk om één “molecuul”
natriumchloride aan te wijzen. Het natriumion links van een chloride-ion hoort
even weinig bij dat chloride-ion als het natriumion bóven hetzelfde chloride-ion.
Ze zitten ook allemaal even sterk aan elkaar vast. Bij het smelten van een zout gaan
alle ionen los langs elkaar bewegen: het is dus niet zo, dat één natriumion in een
gesmolten zout aan één bepaald chloride-ion vast blijft zitten.
Bij moleculen spreken we van een molecuulformule.
Bij zouten spreken we van een verhoudingsformule.
Een aantal voorbeelden van zouten
Stel, dat je een zout wil maken van natriumionen en oxide-ionen. Dan moet je
jezelf wel realiseren, dat die combinatie elektrisch neutraal moet zijn. Voor elk
oxide-ion (O2–) heb je dus twéé natriumionen (Na+) nodig.
De verhoudingsformule wordt dan Na+2O2–- ofwel Na2O.
De naam wordt dan natriumoxide. Het positieve ion staat altijd voorop.
Let op: je mag hier geen dinatriumoxide als naam geven. Omdat de ionen bij scheikundigen
algemeen bekend zijn, kun je uit de naam van een zout vanzelf de ionverhouding afleiden en hoeft
dat dus niet nog eens extra in de naam.
Woorden als mono-, di-, tri- etcetera (zie hoofdstuk 1) horen alleen in namen van
stoffen uit categorie III (stoffen die uit moleculen bestaan, ofwel de moleculaire
stoffen).
Het zout dat uit aluminiumionen en chloride-ionen
aluminiumchloride en heeft de formule AlCl3 . (ga zelf na!)
14
bestaat,
heet
Hoe weet je of een stof een zout is?
Als je een formule krijgt, is het handig om te weten of je met een zout of met een
moleculaire stof van doen hebt. Hoe herken je nou een zout?
Het antwoord is simpel, maar ook een beetje vervelend: als je de ionen kent, kun je
die ionen in een formule ook herkennen. Dat geldt zeker, als in de zoutformule
geen ladingen meer staan (en zo doen de meeste chemici dat, helaas). Het is een
kwestie van “herkennen door kennen”.
De basis voor de scheikunde van de zouten is dus het kennen van de
meestvoorkomende ionen. Die zul je dus op een gegeven moment uit je hoofd
moeten leren. Dat lijkt eerst veel werk; als je er echter voldoende mee werkt, ga je
ze vanzelf leren kennen (net als bij de atoomsoorten).
Je moet de volgende ionen kennen:
ionformule
K+
Na+
Ag+
NH4+
kationen
naam
kalium-ion
natrium-ion
zilver-ion
ammonium-ion
Ba2+
Ca2+
Cu2+
Fe2+
Hg2+
Mg2+
de meeste
metaalionen zijn 2+
barium-ion
calcium-ion
koper-ion
ijzer(II)-ion
kwik-ion
magnesium-ion
Al3+
Au3+
Cr3+
Fe3+
aluminium-ion
goud-ion
chroom-ion
ijzer(III)-ion
HSO4–
anionen
naam
fluoride-ion
chloride-ion
bromide-ion
jodide-ion
hydroxide-ion
nitriet-ion
nitraat-ion
waterstofcarbonaation
waterstofsulfaation
O2–
S2–
SO32–
SO42–
CO32–
oxide-ion
sulfide-ion
sulfiet-ion
sulfaat-ion
carbonaat-ion
PO43–
fosfaat-ion
ionformule
F–
Cl–
Br–
I–
OH–
NO2–
NO3–
HCO3–
Merk het volgende op (ofwel: veelgemaakte fouten in klas 4):
•
sommige ionen bevatten meerdere atomen, die samen de aangegeven lading
hebben. Dit zijn zogenaamde samengestelde ionen;
•
de positieve ionen zijn allemaal afgeleid van metaalatomen (let op de
uitzondering NH4+). De negatieve ionen zijn afgeleid van nietmetaalatomen. Slordige chemici zeggen ook wel, dat een zout een
verbinding is van een metaal en een niet-metaal. Dat klopt meestal ook wel,
maar niet altijd! NH4Cl is immers opgebouwd uit ammonium-ionen en
chloride-ionen en is dus ook een zout. De exacte definitie van een zout is
dus: een stof die is opgebouwd uit ionen.
15
•
sommige metalen kunnen meerdere soorten ionen vormen. Zie
bijvoorbeeld Fe2+ en Fe3+. De formules bieden uitsluitsel, maar dat moet
ook voor de namen gelden. Daarom wordt de lading met een romeins cijfer
in de naam verwerkt: het ijzer(II)-ion en het ijzer(III)-ion. (Fe2+(II) is niet
correct, dat is immers overbodig!). Iets dergelijks geldt ook voor onder meer
chroom-ionen, kwik-ionen, lood-ionen en mangaan-ionen. Je moet uit de
naam kwik(I)-ion dus zelf de ionformule kunnen afleiden.
•
merk op, dat elk ion in zijn naam het achtervoegsel ion bevat. Een
veelgemaakte fout is het door elkaar halen van neutrale atomen en ionen.
Denk bijvoorbeeld aan natriumchloride. Deze stof bevat geen (neutrale)
natriumatomen, want keukenzout aan water toevoegen levert geen heftige
reactie op, maar het toevoegen van het metaal natrium aan water is beslist
niet zonder risico’s.
Fout: “Natriumchloride bevat natrium.”
Goed: “Natriumchloride bevat natrium-ionen.”
opdracht1
Geef namen van a) CaCl2
b) Na2O
Geef formules van c) natriumcarbonaat d) ijzer(II)sulfaat e) calciumhydroxide
Verhoudingsformules met samengestelde ionen
Bij onderdeel e) van bovenstaande opdracht doet zich iets bijzonders voor: om de
lading van één calciumion te compenseren (zie de voorbeelden van pagina 13) heb
je twee hydroxide-ionen nodig. Normaal zou je gewoon de index 2 achter het ion
zetten:
CaOH2
Hiermee wek je echter een verkeerde suggestie. Niet enkel het H-atoom, maar het
héle OH–-ion moet twee keer worden ingezet om de lading van het calcium-ion te
neutraliseren. Daarom moet je, als er verwarring dreigt te ontstaan, haakjes om een
ion zetten:
Ca(OH)2
(spreek uit: “cee-aa-oo-haa-tweemaal”, of “Ca-OH-tweemaal”)
Opnieuw geldt: doe geen overbodige dingen. Bij enkelvoudige ionen (éenatomige
ionen, zoals Cl– of Na+) doet zich nooit verwarring voor. Ook als een samengesteld
ion maar één keer voorkomt, kan geen verwarring ontstaan. Kaliumcarbonaat is
dus gewoon K2CO3 (twee K+-en en één CO32–).
opdracht2
Geef verhoudingsformules van a) aluminiumnitraat; b) magnesiumfosfaat;
c) natriumhydroxide; d) ammoniumfosfaat
1
2
a) calciumchloride; b) natriumoxide; c) Na2CO3; d) FeSO4; e) Ca(OH)2
a) Al(NO3)3 ; b) Mg3(PO4)2 ; c) NaOH; d) (NH4)3PO4
16
Zouten in water: oplossen, indampen en neerslagreacties
Zouten bestaan uit zelfstandige ionen (zie pagina 13). Wanneer een zout oplost, ligt
het voor de hand om aan te nemen, dat de ionen zich over het oplosmiddel
(meestal is dat water) verspreiden. Als dat klopt, dan kan een zoutoplossing
elektrische stroom geleiden. Dat is eenvoudig te testen met een lampje, wat
stroomdraden, een gelijkstroomvoeding en een zoutoplossing:
zoutoplossing
Inderdaad, een zoutoplossing geleidt stroom. Dat bevestigt ons model: als een zout
oplost, gaan de losse ionen van elkaar af. Een voorstelling is te vinden op
http://vwo.sk1.dl1.pulsar.wolters.nl (klik hoofdstuk 1 en dan opdracht 69 aan).
opdracht3
Hieronder staan drie vergelijkingen van het oplossen van een zout. Haal de
verkeerde eruit:
A)
CaCl2 (s) → Ca2+ (aq) + Cl2– (aq)
B)
Mg(NO3)2 (s) → Mg2+ (aq) + 2 NO3– (aq)
C)
Ba(OH)2 (s) → Ba2+ (aq) + 2 OH– (aq)
Bij het indampen van een zoutoplossing gebeurt exact het tegenovergestelde: de
verzameling losse ionen in het water zal bij elkaar komen en een vaste stof gaan
vormen, omdat de watermoleculen er door verwarmen tussenuit worden “gepest”
(het water verdampt).
Let erop, dat de stof water bij het oplossen en het indampen niet meereageert. In
oplosvergelijkingen en indampvergelijkingen komt de formule H2O dus niet voor!
3
vergelijking A) is fout. Er moeten losse Cl–-ionen ontstaan. Correct is dus CaCl2 (s) → Ca2+ (aq) + 2 Cl– (aq)
17
Lost elk zout op?
Sommige zouten kunnen goed oplossen, maar andere zouten lossen maar matig of
zelfs slecht (=nauwelijks) op. Voor elk zout is dit te vinden in zogenaamde
oplosbaarheidstabellen. Een g geeft een goed oplosbare combinatie aan en ook de
aanduidingen m en s laten zich eenvoudig verklaren. Sommige zouten gedragen zich
bijzonder in contact met water. Het betreft dan echter relatief uitzonderlijke
situaties.
In het informatieboek BiNaS staat bijvoorbeeld de volgende oplosbaarheidstabel:
oplosbaarheidstabel zouten BiNaS HAVO/VWO, 5e editie
Wanneer twee zoutoplossingen bij elkaar worden gevoegd, waardoor een slecht
oplosbare combinatie van ionen in één oplossing ontstaat, zullen deze ionen een
vast zout vormen. Je ziet dan een suspensie (troebeling!) ontstaan, die naar de
bodem zakt (“neerslaat”). Een dergelijke reactie noemen we een neerslagreactie.
Denk er bij het opstellen van een neerslagreactie aan, dat het vaste zout (dat staat
na de pijl) de juiste verhoudingsformule heeft. Maak de vergelijking kloppend door
de losse ionen vóór de pijl de juiste coëfficienten te geven. Ionen die niet
deelnemen aan de neerslagreactie worden niet in de reactievergelijking opgenomen.
opdracht
a) Verklaar waarom geen neerslagen ontstaan van twee positieve ionsoorten
of twee negatieve ionsoorten.
b) We voegen een oplossing van natriumfosfaat bij een oplossing van
calciumnitraat. Geef de neerslagvergelijking van de optredende reactie.
a) gelijk geladen ionen stoten elkaar af en kunnen geen vaste stof vormen
b) 3 Ca2+(aq) + 2 PO43– (aq) → Ca3(PO4)2 (s)
18
4. HET WETENSCHAPPELIJK STANDAARDMODEL
G.H.F. Hurenkamp
Voor deze tekst is gebruik gemaakt van hoofdstuk 2 (auteur: Herman Koningsveld) van het boek “Het oog van
de wetenschapsfilosoof”, onder redactie van Jan Luyten en Ben Hoefnagel, Boom Amsterdam (1995)
Inleiding en probleemstelling
Reclames zijn er vol van: “deze hydraterende crème is wetenschappelijk getest” en
vele andere, gelijksoortige uitspraken zijn dagelijks op TV te horen. Maar wat is nu
“wetenschappelijk”? En waarom vertrouw je de term “wetenschappelijk
onderzocht” wel, terwijl een uitspraak van een gebedsgenezeres zoals Jomanda of
een spiritueel medium zoals Char over het algemeen snel wordt verworpen?
Kortom: wat is wetenschap?
Doel van wetenschap
Het doel van wetenschap – tenminste, daar is het in de diverse
natuurwetenschappen zoals de natuurkunde, de scheikunde, de geologie en de
biologie om te doen – is het verklaren van de werkelijkheid om ons heen. Dat kan
– direct of indirect – vaak leiden tot nieuwe ontwikkelingen, die de wereld of de
mensheid verder kunnen helpen. Als we begrijpen hoe kanker ontstaat (het
verklaren van een voorkomende ziekte), dan kunnen we daar wellicht ook iets aan
doen (preventie en genezing). Als we weten hoeveel kracht je kunt uitoefenen op
een stuk staal voordat het breekt of buigt, dan weten we hoeveel staal we moeten
gebruiken om een rivier snel over te kunnen steken (we bouwen dan immers een
brug).
Waarnemingen: empirisch resultaat
Hoe weten we, hoe de wereld om ons heen zich gedraagt? Simpel: dat proberen we
uit. Het uitproberen van een verschijnsel doen we in een proef, een experiment.
Daaruit kan het resultaat worden waargenomen: je neemt meerdere waarnemingsfeiten
waar. Een resultaat dat volgt uit een waarneming noemen we een empirisch resultaat.
Het is natuurlijk wel belangrijk, dat een waarneming eerlijk en onbevooroordeeld
wordt gedaan. Als je over een uitgerold stuk WC-papier over een ravijn wil lopen,
dan kun je proberen om een klein stukje papier tussen twee stukjes hout te spannen
en er een knikker overheen te rollen. De knikker doet het papier wellicht niet
breken en een foute conclusie zou het gevolg kunnen zijn. Een fabrikant van WCpapier zou dit wellicht geweldig vinden: hij kan zijn WC-papier dan immers ook
aan het leger en aan bergbeklimmers verkopen.
Omdat die fabrikant dat zo graag zou willen, zou hij misschien genoegen nemen
met dat simpele proefje met de knikker. Dat kan natuurlijk niet: hij moet zijn
ideeën, zijn vooroordeel en zijn belangen laten voor wat ze zijn en alle feiten voor
zichzelf laten spreken. Hij hoort dus ook langere stukken WC-papier uit te testen
op hun houdbaarheid voor grotere voorwerpen, voordat hij reclame gaat maken
voor zijn nieuwste goedkope hangbrug.
Het kenmerk van een waarnemingsfeit is, dat deze door elke normale waarnemer
hetzelfde zal worden waargenomen: “deze bal is rood”, “deze wijzer staat op
stand 3”, “de temperatuur van deze vloeistof is 78,3 ºC”, enzovoort. Een goede
waarneming is als het ware zeker, je kunt er vanuit gaan.
19
Wetten en theorieën
Als je voldoende goede waarnemingen doet en er zit een bepaalde “lijn” in die
waarnemingen, dan kun je daar een wet uit afleiden. Met een wet bedoelen we een
algemeen geldige regel. Het afleiden van een algemene regel (voor oneindig veel
gevallen) uit een eindig aantal waarnemingen noemen we inductie.
Als je telkens de stroomsterkte door een lampje meet bij verschillende elektrische
spanningen, dan zul je waarnemen, dat daartussen een verband bestaat. Kennelijk
heeft dat een zekere voorspellende waarde: je kunt – voordat je het écht gaat
waarnemen – al voorspellen, wélke stroomsterkte er door datzelfde lampje zal
heersen bij een bepaalde, zelfgekozen spanning. Het blijkt dat je deze kunt
voorspellen met de regel:
stroomsterkte =
spanning
een constant getal
Dit noemen we dus een wet (in dit geval is het de wet van Ohm).
Een aantal met elkaar samenhangende wetten noemen we een theorie.
Logica
Niet zelden gebruiken we theorieën om iets te voorspellen. Daarbij is het van
belang, dat je bij die voorspellingen “logisch” te werk gaat. Wanneer is iets
“logisch”? De meeste mensen zullen dit vaak intuïtief wel aanvoelen, hoewel er
hele filosofische en wiskundige boeken zijn volgeschreven over wat wél en wat niét
logisch is.
Als een mens niet over een stuk WC-rol een ravijn kan oversteken, dan zal een
olifant dat ook niet kunnen. Bij deze voorspelling maken we gebruik van een wet:
zwaardere voorwerpen oefenen een grotere kracht op hun ondergrond uit dan
lichtere voorwerpen. De weg van die wet naar de voorspelling is volgens de “regels
der logica” genomen. Het zou onlogisch zijn (in tegenspraak met de wet), wanneer
een olifant de weg over het ravijn wél over een stuk WC-papier zou kunnen
afleggen.
Wat nu, als de olifant wél heelhuids het ravijn weet over te steken over het stuk
WC-rol? Als de waarneming “zuiver” is gedaan (onbevooroordeeld), dan moet de
conclusie zijn, dat de eerdergenoemde wet niet klopt. Hier is al te zien, dat feiten
een theorie kunnen doen veranderen, maar een theorie kan de feiten natuurlijk niet
beïnvloeden. De werkelijkheid ligt vast in de feiten: de theorieën zijn slechts
producten van de menselijke geest.
Iets “logisch” hoeft overigens niet werkelijk waar te zijn! Neem de volgende
stellingen:
Alle mensen zijn onsterfelijk
Socrates is een mens
Socrates is dus onsterfelijk
De derde regel is volgens de wetten der logica tot stand gekomen, maar is
natuurlijk niet waar.
20
Voorwaarden voor wetenschap
Onze probleemstelling was: wanneer is iets wetenschappelijk? Iedereen zal zich
kunnen herkennen in de stelling, dat de wetenschap rationeel moet zijn, en geen
mystieke of intuïtieve aangelegenheid.
Voor die rationaliteit zijn twee voorwaarden te noemen: wetenschap is gestoeld op
empirische feiten en/of op logische argumentatie. Het eerste is van belang om ook maar
enig idee te hebben van wat er in de wereld om ons heen gebeurt, het tweede om
de vertaling van theorieën naar nieuwe gebeurtenissen (bijvoorbeeld
voorspellingen) en vice versa (het opstellen van wetten uit waarnemingsfeiten)
correct en zuiver te doen.
De empirische cyclus
Bij wetenschap spelen dus allerlei zaken een rol: waarnemingen, juiste
argumentaties (volgens de kunst der logica) en wetten en theorieën beïnvloeden
elkaar over en weer. Een nieuwe theorie lokt immers ook nieuwe experimenten uit:
als ratten van kanker genezen door een bepaald medicijn (waarnemingen), dan kan
dat wellicht komen doordat het medicijn kankercellen doodt (theorie). Dat zou
natuurlijk (voorzichtig!!) ook bij mensen kunnen worden uitgeprobeerd (nieuwe
experimenten).
Het één en ander is samen te vatten in de empirische cyclus:
theorie
nieuwe empirische
wetten
empirische wetten
waarnemingen
Als het goed is, herken je de manier van het uitvoeren van proeven hier een beetje
in: je doet waarnemingen en trekt daaruit conclusies (bijvoorbeeld in de vorm van
een – al dan niet nieuwe – empirische wet)
Het is dan ook niet verwonderlijk, dat we het verschil tussen waarnemingen en
conclusies goed moeten blijven zien. Waarnemingen worden door elke normale
waarnemer gelijk waargenomen; conclusies trekken we vervolgens met ons
verstand/in onze geest, en dát kan per persoon verschillen.
Noot: op dit standaardbeeld van de wetenschap is door diverse filosofen kritiek uitgeoefend.
Hoewel deze kritiek zeer zinnig is, voert het hier te ver om dit verder uit te werken.
21
5. LICHT
G.H.F. Hurenkamp
Al eeuwen heeft het wetenschappers voor een raadsel gesteld: wat is licht?
Licht wordt veel gebruikt, zowel in dagelijkse toepassingen als in de wetenschap.
Het is daarom van belang om te weten wat licht is en hoe het zich gedraagt.
Licht: een tweekoppig monster
Al in de 17e eeuw waren er grote discussies over wát licht nu precies was. De
bekende natuurkundige Newton dacht, dat licht een stroom deeltjes was. Andere
natuurkundigen (zoals de nederlander Christiaan Huygens) geloofde meer in een
golftheorie: licht bestond uit golven.
Een belangrijk argument vóór de golftheorie was, dat licht zich vaak hetzelfde
gedroeg als golven. Zo kunnen golven in het water (maar ook geluidsgolven) elkaar
uitdoven. Ook lichtstralen bleken zichzelf uit te kunnen doven. Na vele andere
wetenschappelijke prestaties (onder meer van de Brit Maxwell in de 19e eeuw) was
de algemene mening toch wel, dat licht zich gedroeg als golfverschijnsel. Veel
formules, die voor watergolven of voor geluidsgolven golden, bleken ook voor
licht op te gaan.
Golven
Golven hebben een aantal eigenschappen. Neem als voorbeeld een watergolf. De
hoogte van een golf (de uitwijking) kan bijvoorbeeld verschillen. Dat noemen we
de amplitude. Daarnaast kan de snelheid waarmee iets golft ook verschillen: hoe
vaak gaat een golf omhoog en omlaag? Dat noemen we de frequentie (en wordt
aangegeven in de eenheid “per seconde”, ofwel het aantal op-en-neer-bewegingen
per seconde). Ook kun je jezelf afvragen, hoe snel een golf zich verplaatst. Dat
noemen we de voortplantingssnelheid van de golf. Als je een golf kunt tekenen,
kun je ook kijken hoe lang één golfje is. Dat noemen we de golflengte.
Wát golft er dan precies bij licht?
Golven hebben in het algemeen een medium nodig. Daarmee wordt simpelweg
bedoeld, dat er “iets” moet golven. Het medium van watergolven is water, het
medium van geluidsgolven is lucht. Licht bleek zich echter ook door vacuum te
kunnen verplaatsen, zodat hier een heus probleem ontstond. Bij gebrek aan beter
verzonnen de natuurkundigen in de 19e eeuw een medium voor licht, dat ze ether
noemden. Wát die ether precies was, dat wisten ze niet: wellicht zouden ze het ooit
ontdekken.
Of toch?....
Er waren enkele gedragingen van licht, die zich niet lieten verklaren met de
golftheorie. Deze kleine onrechtmatigheden waren uiteindelijk aanleiding voor een
geheel nieuwe kijk op de zaak. Wetenschappers als Einstein en Planck konden aan
het begin van de 20e eeuw aannemelijk maken, dat licht wel degelijk uit deeltjes
moest bestaan. Einstein kreeg de Nobelprijs voor zijn ontdekking van het
zogenaamde “foto-elektrisch effect” en dit was alleen te verklaren, door licht als
een verzameling energiedeeltjes te zien. Die lichtdeeltjes worden fotonen genoemd.
Ging de golftheorie van licht daarmee de prullenbak in? Nee, geenszins. Nog
22
steeds bleek licht zich in bepaalde situaties als golf te gedragen. Tot op de dag van
vandaag doen natuurkundigen en anderen maar gewoon wat hun het beste uitkomt:
de ene keer doen we alsof licht uit deeltjes bestaat, de andere keer komt een
golfbeschrijving ons beter uit. We spreken dan ook over het duale karakter van
licht.
Eigenschappen van licht gekoppeld aan de golftheorie
Via allerlei experimenten en theorie kunnen we bepaalde eigenschappen van licht
koppelen aan typische eigenschappen van een golf. We geven hier alleen de
resultaten:
–
de frequentie van een lichtgolf is voor elke kleur licht anders;
–
de voortplantingssnelheid van licht is afhankelijk van het medium (lucht,
vacuum, etc). We noemen de voortplantingssnelheid van licht de
lichtsnelheid
v
(met f = frequentie, v =
voor elke golf geldt, dat f =
–
λ
voortplantingssnelheid en λ = golflengte. Dat geldt dus voor licht ook. Elke
kleur licht heeft dus zijn eigen frequentie en zijn eigen golflengte en f en λ
kun je via de lichtsnelheid in elkaar omrekenen
–
hoe groter de amplitude, des te meer energie “zit er in de golf” en des te
groter is de intensiteit van het licht
Ook is er over de fotonen (let op: we zijn ineens overgestapt op de deeltjestheorie!)
wel wat te zeggen, als je weet wat de frequentie (weer golftheorie!) van het
bijbehorende licht is:
E = hf
E = energie van één foton (in J)
h = een constante (constante van Planck, ofwel 6,6 . 10–34 J s)
f = frequentie van het licht (“per seconde”, ook weergegeven met s–1 )
Voor de frequentie wordt ook wel de griekse letter nu (ν) gebruikt. Dit kan weleens
verwarrend zijn met de v (voortplantingssnelheid van het licht).
Zichtbaar (“wit”) licht is een mengsel van allerlei kleuren licht (dus een mengsel
van allerlei golven met verschillende golflengtes). Licht met één golflengte heeft
één zuivere kleur en wordt monochromatisch (“eenkleurig”) genoemd. Ter
indicatie enkele golflengtes (in nanometer = éénmiljardste meter)
rood ligt tussen
oranje
geel
groen
blauw
violet
650 nm en 780 nm
585 nm en 650 nm
575 nm en 585 nm
490 nm en 575 nm
420 nm en 490 nm
380 nm en 420 nm
23
Er is ook licht van golflengtes, dat niet zichtbaar is (hoger dan ca 780 nm en lager
dan ca 380 nm). We noemen dat soort “lichtstraling” geen lichtstraling, maar
elektromagnetische straling. Zichtbaar licht is dus een klein deel van alle
elektromagnetische straling. Andere soorten elektromagnetische straling zijn onder
andere UV-straling (“ultraviolet licht”), IR-straling (“infrarood licht”), radiogolven,
Röntgenstraling en γ-straling.
Historische noot
het feit dat golven soms ook als deeltjes beschouwd kunnen worden, is
voor elektronen in atomen omgedraaid bij het ontwikkelen van allerlei
andere theorieën. De deeltjes (elektronen) zouden immers ook aan
natuurkundige formules voor golven kunnen voldoen. Dit is de basis voor
diverse theorieën over elektronen uit het begin van de 20e eeuw. We
noemen er hier één: elektronen voldoen volgens Erwin Schrödinger
(ontdekking uit 1926) aan de voor golven allang bestaande golfvergelijking
(een wiskundige vergelijking). Deze golfvergelijking voor elektronen wordt
de Schrödingervergelijking genoemd.
24
6. FORENSISCHE CHEMIE
G.H.F. Hurenkamp
Inleiding
Het doel van dit hoofdstuk is anders dan van de voorgaande hoofdstukken. Waar
hiervoor de nadruk lag op het kennismaken met theoretische ideeën, is dit
hoofdstuk thematisch opgezet: we gaan kijken naar enkele technieken in de
forensische wetenschap, de wetenschap die in dienst staat van het oplossen van
misdrijven. Bij misdrijven blijven niet zelden sporen achter, die informatie over de
handelswijze of de dader(s) kunnen verschaffen. Het veiligstellen en analyseren van
zulke sporen is een vak apart. Er bestaan zogenaamde technische rechercheurs en
er is zelfs een speciaal instituut in Nederland voor de analyse van sporen: het
Nederlands Forensisch Instituut (NFI) in Rijswijk.
Niet alleen is het thema “forensics” momenteel populair, het vakgebied heeft ook
een stormachtige ontwikkeling doorgemaakt door de ontwikkeling van
bijvoorbeeld genetische technieken.
Bewijs en conclusies
Iets wat binnen de misdaadbestrijding erg van belang is, is een sluitende
bewijsvoering. Het feit dat ergens een spoor van een persoon is gevonden,
betekent niet automatisch, dat die persoon schuldig is aan een misdrijf. Een actueel
voorbeeld is dat van Ernest Louwes, een boekhouder uit Almere die diverse malen
is berecht en veroordeeld in de zogenaamde “Deventer moordzaak”. Een rijke
cliënte van Louwes (de weduwe Wittenberg) werd in september 1999 vermoord
aangetroffen in haar woning. Het eindresultaat tot dusver is, dat Louwes vastzit
voor het plegen van deze moord, hoewel er van meet af aan twijfel is geweest
rondom de geldigheid van het bewijs. Zo was één van de eerste veroordelingen van
Louwes gebaseerd op een geurproef op het vermeende moordwapen met een
hond, maar is dit stuk bewijs uiteindelijk niet sluitend gebleken. De laatste – voor
Louwes negatieve – uitspraak van de rechtbank is gebaseerd op het feit dat er
bloedsporen van Louwes op de blouse van het slachtoffer zijn gevonden. Volgens
de aanklagers is dit een bewijs van Louwes’ schuld; de advocaat van Louwes zal
proberen een andere verklaring proberen te vinden voor Louwes’ bloed op de
blouse. In dit geval heeft Louwes’ advocaat een klein wondje op de vinger van
Louwes als reden aangevoerd: Louwes zou de weduwe (zijn klant!) bij een bezoek
vlak voor de moord hebben aangeraakt en zo zou het bloedspoor op de blouse
terecht zijn gekomen. Later is overigens ook de mogelijkheid geopperd, dat de
blouse van het slachtoffer niet zorgvuldig genoeg is vervoerd en dat materiaal van
Louwes in dezelfde postverpakking voor “contaminatie” (besmetting) van de
blouse kan hebben gezorgd.
Er is geen twijfel dat het spoor op de blouse van Louwes is, maar de daaruit
getrokken conclusie (zijn schuld aan de moord) is uiteraard voor discussie vatbaar.
Een beter voorbeeld van het belang van het scheiden van feiten en interpretatie
(waarnemingen en conclusie!!) is nauwelijks te geven.
25
Vingerafdrukken
Een veelgebruikte en goede methode in de “forensics” is het gebruik van
vingerafdrukken. Elk mens heeft een uniek huidpatroon op zijn vingers, op basis
waarvan 100% identificatie mogelijk is. Dit patroon is onveranderlijk, zodat hierop
ook na vele jaren bewijsvoering kan worden gebaseerd. De officiële naam van het
onderzoeken van vingerafdrukken is dactyloscopie.
Mensen die in aanraking komen met justitie, moeten hun vingerafdrukken afstaan:
met een sneldrogende, zwarte inkt worden afdrukken van hun vingers op papier
vastgelegd. Het één en ander wordt uiteraard ook elektronisch opgeslagen.
Wanneer bijvoorbeeld op wapens vingerafdrukken kunnen worden gevonden, die
overeenstemmen met in de archieven bekende vingerafdrukken, kan identificatie
plaatsvinden.
Er zijn verschillende manieren om vingerafdrukken op voorwerpen zichtbaar te
maken:
• het inborstelen van een voorwerp met argentoraatpoeder (voornamelijk
bestaande uit zilverpoeder). Het poeder hecht zich aan het vet van de
vingerafdruk, zodat een afdruk ontstaat. Deze afdruk kan op speciale folie
worden vastgelegd;
• het bespuiten met de stof ninhydrine. Hierbij ontstaat (na ontwikkeling in
het donker óf na verhitting) een roze afdruk van de vinger. Nynhydrine is
een reagens op aminozuren;
• het inborstelen met magnabrush (magnetisch poeder, werkt vergelijkbaar
met argentoraatpoeder);
• cyanoacrylaat (een soort secondenlijm) wordt in een speciale kast verwarmd
in aanwezigheid van het te onderzoeken voorwerp. Na ca 20 minuten is de
stof neergeslagen op de vingerafdrukken. Deze methode levert zeer
gedetailleerde resultaten op.
Luminol en bloed
Om bloedvlekken aan te tonen – ook als die op het oog “onzichtbaar” zijn –
maken forensische wetenschappers gebruik van de de stof luminol.
H
N
O
NH
O
NH2
een molecuul luminol (www.chemfinder.com)
op de hoekpunten zitten C-atomen;
een streepje stelt een atoombinding voor;
als een C-atoom nog geen 4 bindingen heeft, zitten er H’s aan
om hieraan te voldoen
26
Luminol kan in basisch milieu (pH > 7) reageren met waterstofperoxide:
luminol + waterstofperoxide → 3-aminoftalaat + andere producten
De reactie is exotherm en de energie wordt overgedragen op de moleculen
3-aminoftalaat. Deze moleculen zenden de energie als zichtbare straling (oftewel
licht) uit. Niet elke stof kan zichtbaar licht uitzenden; het is deze speciale stof die
dat wél kan. Meestal zenden moleculen hun overtollige energie namelijk als warmte
uit (en dat zie je niet). Wanneer een chemische reactie gepaard gaat met
lichtuitzending noemen we dat chemiluminescentie.
De reactie-energie wordt opgeslagen in moleculen 3-aminoftalaat door elektronen
in deze moleculen naar een nieuwe orbitaal te “promoveren”. Het gaat dan meestal
om een elektron in een bindend elektronenpaar (zie het hoofdstuk “Atomen”).
Zo’n promotie kost energie en het molecuul komt in een zogenaamde aangeslagen
toestand. Wanneer het elektron terugvalt in zijn oorspronkelijke orbitaal, wordt de
energie weer afgegeven in de vorm van licht. De hoeveelheid energie in Joules kan
worden omgerekend in de golflengte van het licht via de formule:
∆E = hν = h
c
λ
met
– ∆E het energieverschil tussen de orbitalen (in Joule)
– h de constante van Planck (6,6 . 10–34 J s)
– ν de frequentie van het licht (in 1/s ofwel s-1)
– c de lichtsnelheid (ongeveer 3 . 108 meter per seconde)
– λ de golflengte van het licht (in meters)
Voor een idee: de golflengte van geel licht ligt rond de 590 nanometer (nm, ofwel
miljardste meter) en van rood licht ligt deze rond de 650 nanometer. Zichtbaar
licht is een mengsel van allerlei kleuren licht, met golflengtes tussen ongeveer 340
en 700 nm. Infrarood licht heeft iets grotere golflengtes, ultraviolet licht heeft iets
kleinere golflengtes.
Deze reactie verloopt zeer langzaam, maar wordt versneld door een katalysator
(een hulpstof die een reactie versnelt, zónder zelf te worden verbruikt). De
katalysator voor deze reactie is het ijzer(II)-ion. Het ijzer(II)-ion is te vinden in
moleculen hemoglobine, de zuurstofbindende stof in rode bloedcellen.
Als ergens bloed (met daarin Fe2+-ionen) aanwezig is, dan zal een basisch mengsel
van H2O2 en luminol reageren met een zichtbaar resultaat (blauw licht).
Biologische sporen: DNA-fingerprinting en PCR
Net als een vingerafdruk is ook het DNA van een persoon een uniek
persoonskenmerk. Elke cel (menselijk, dierlijk of plantaardig) bevat chromosomen;
de mens heeft er 46. Een chromosoom is in wezen een lang molecuul van een stof,
die we DNA noemen: desoxyribonucleïnezuur (DNA is de afkorting van de
engelse vertaling van deze naam). Zo’n DNA-molecuul is te beschouwen als een
kralenketting met vier verschillende soorten kralen: A(denine), C(ytosine),
27
G(uanine) en T(hymine). Elk mens heeft zijn eigen “kralenvolgorde” in zijn DNAmoleculen. Omdat zich in één chromosoom miljoenen “kralen” (we spreken in
werkelijkheid over nucleotiden) bevinden, zijn er talloze unieke volgordes te maken
met die nucleotiden en is voor elke mens een unieke set chromosomen denkbaar.
Een chromosoom bestaat het grootste deel van de tijd eigenlijk uit een dubbele
kralenketting. DNA is een dubbelstrengs molecuul. De structuur van DNA is in
1953 ontdekt door James Watson en Francis Crick.
een stukje dubbelstrengs (!) DNA met 5 nucleotiden per streng
(afbeelding van www.wikipedia.nl)
Wanneer er biologisch materiaal op de plaats van een misdrijf (de “PD” = “plaats
delict”) wordt gevonden, kan daaruit het DNA worden geïsoleerd. Daarvoor
worden relatief bekende scheidingsmethoden gebruikt: extractie, filtratie,
centrifugeren, enzovoort. Met biologisch materiaal wordt bijvoorbeeld een haar
bedoeld, of sperma (seksuele misdrijven), bloed of een stukje huid. Wanneer de
nucleotidenvolgordes in het daarin aanwezige DNA kan worden vergeleken met de
nucleotidenvolgordes van chromosomen van verdachten, kan wellicht belangrijk
bewijs worden verkregen.
Het is de kunst om met een heel klein beetje materiaal (een haar, etc) tóch
voldoende onderzoek te kunnen doen. Het zou mooi zijn, wanneer een heel klein
beetje DNA als het ware heel vaak kan worden vermenigvuldigd. Je hebt dan
opeens voldoende materiaal om je technieken op los te laten.
PCR (polymerase chain reaction) is een in 1983 ontdekte methode, waarmee een
klein stukje DNA foutloos vele malen kan worden gekopieerd. Men spreekt over
“amplfication” (versterking). Het principe van PCR is niet gemakkelijk uit te leggen
zonder een wat grondiger kennis van het vermenigvuldigen van DNA (denk aan
het delen van één cel in twee cellen!!). We volstaan hier met het resultaat: één stukje
DNA (met een bepaalde nucleotidenvolgorde) wordt foutloos en in groten getale
gekopieerd.
28
Het vervolg van het DNA-onderzoek
Hoe vergelijk je het bij een misdrijf gevonden DNA nou met het DNA van een
verdachte?
Het DNA van de verdachte wordt na isolatie behandeld met speciale stoffen:
restrictie-enzymen. Deze restrictie-enzymen knippen de DNA-moleculen kapot op
speciale plekken (“de schaar kan alleen werken bij een bepaalde volgorde van de
nucleotiden”). Daardoor ontstaan allemaal kleine stukjes DNA. Omdat elke
persoon ander DNA heeft, ontstaan bij elke persoon stukjes van andere lengtes.
DNA-moleculen zijn geladen (voor de fijnproever: een DNA-streng is dus eigenlijk
een enorm groot ion), en daardoor beweegt het onder spanning door een bepaalde
gel heen. Dit noemen we gel-electroforese. Hoe groter het stukje DNA, des te
langzamer beweegt het onder spanning. Na de electroforese maken we de stukjes
DNA in de gel zichtbaar met een soort reagens.
Het resultaat van zo’n soort gel-electroforese ziet er bijvoorbeeld als volgt uit:
Je kunt je voorstellen, dat voor elke persoon een uniek patroon van “DNAbandjes” (de streepjes, de DNA-stukjes) verschijnt. Dat noemen we een DNAfingerprint.
Als je hetzelfde ook uitvoert met het gevonden DNA (na toepassing van PCR), dan
kun je de fingerprints met elkaar vergelijken.
De DNA-fingerprinttechniek wordt sinds 1994 toegepast in nederlandse
strafzaken.
29
Andere forensische technieken
Andere forensische technieken zijn bijvoorbeeld:
– gaschromatografie (GC en GC-MS): een variant op papierchromatografie,
waarbij stoffen in een gasstroom langs een stationaire fase worden geleid;
geschikt om stoffen te identificeren;
– ballistisch onderzoek: onderzoek naar munitie (kruitsporen) en wapens;
– glasonderzoek
– digitaal onderzoek (onderzoek aan mobieltjes, computers, etc)
– handschriftenonderzoek
– vezel- en textielonderzoek
– toxicologisch onderzoek: onderzoek aan gifstoffen
De meeste chemische technieken die in misdaadonderzoek worden gebruikt,
maken gebruik van het isoleren van stoffen en het vergelijken van stoffen met
referentiestoffen (bekende voorbeeldstoffen). Daarbij spelen scheidingsmethoden
(hoe scheid je een stof van de rest van een mengsel) vaak een rol.
30