Home About us Products Services Contact us Bookmark
:: wikimiki.org ::
Zuurstof

Zuurstof

Zuurstof is een scheikundig element met symbool O en atoomnummer 8. Het is een kleurloos niet-metaal.

Ontdekking

Zuurstof werd in 1771 door de Zweedse apotheker Karl Wilhelm Scheele ontdekt, maar de herontdekking door Joseph Priestley maakte het pas in wijdere kring bekend. Men begreep al gauw dat dit gas, hoewel het maar een vijfde van de lucht van onze planeet uitmaakt, verbranding mogelijk maakt alsmede het ademen van mens en dier (en plant gedurende de duisternis). Het was Antoine Lavoisier die het zijn wetenschappelijke naam oxygenium (zuurvormer) gegeven heeft omdat men aanvankelijk dacht dat het element een onontbeerlijk bestanddeel van een zuur was. Hoewel oxides van vele elementen inderdaad zuurvormend zijn, is het omgekeerde niet waar: om een zuur te vormen is zuurstof niet noodzakelijk.

Toepassingen

Zuurstof in zuivere vorm wordt veel toegepast in lasapparatuur en in de medische wereld voor mensen met ademhalingsproblemen. Ook in de luchtvaart en bij het duiken is het niet meer weg te denken. De vloeibare vorm vindt toepassing in de ruimtevaart. Als chemische grondstof is het ook bijzonder belangrijk, bijvoorbeeld voor de gecontroleerde oxidatie van ethyleen naar ethyleenoxide (over een zilverkatalysator). Dit industriële proces levert een belangrijke grondstof voor de polymeerindustrie

Opmerkelijke eigenschappen

Het element zuurstof komt voor als een twee-atomig gas, O2, dat 20% van de atmosfeer van de aarde vormt. Ook de drie-atomige vorm O3 (ozon) komt in de natuur voor, vooral in de hogere luchtlagen waar het onder invloed van het stralingsbombardement waaraan de aarde blootgesteld is, gevormd wordt. Door luchtverontreiniging kan het ook aan de grond voorkomen. Afbeelding:Tripleto2.jpgAfbeelding:Singleto2.jpg
Het element is een gas bij kamertemperatuur maar kan vrij eenvoudig vloeibaar gemaakt worden. De vloeistof en de vaste stof die bij nog iets lagere temperaturen stabiel is, hebben een licht blauwe kleur. Alle vormen van zuurstof zijn paramagnetisch. Dit wordt veroorzaakt door de moleculaire elektronische structuur. Het molecuul heeft een dubbele binding. Als we de as van het molecuul als de z-as kiezen, kunnen de pz een sigma binding aangaan. De px en py banen moeten echter zijdelings overlappen in een combinatie met pi-symmetrie. Iedere interactie leidt tot een bindende en een antibindende moleculaire baan. Omdat bij het vullen van de banen de antibindende banen die in totaal vier elektronen kunnen bevatten er maar met twee gevuld worden, zullen de twee elektronen met evenwijdige spin deze toestanden opvullen. Dit leidt tot een totale spin van S = 1/2+1/2 = 1 met drie waarden (-1,0,1) voor het spinmagnetisch kwantumgetal. Deze triplettoestand heeft een iets lagere energie dan de singlettoestand waar de spins gepaard worden. De ongepaarde elektronen van de triplettoestand maken het molecuul een paramagnetisch biradicaal. Singlet zuurstof kan onder bepaalde omstandigheden ook in kleine hoeveelheden gevormd worden; het is vooral voor levende wezens een gevaarlijke stof, die tot allerlei ontsporingen in de stofwisseling, mogelijk ook tot kanker, kan leiden. Vanwege zijn merkwaardige elektronenstructuur en zijn hoge elektronegativiteit is elementaire zuurstof een agressieve oxidator, die met vrijwel alle andere elementen stabiele verbindingen vormt. Uitzonderingen zijn enkele van de lichtere edelgassen en het metaal goud, waarvan alleen metastabiele oxides bekend zijn. In oxides neemt het element twee elektronen op en vormt de oxidatietoestand -2. Oxides van elementen in hun hoogste oxidatietoestand zoals nitraten, chromaten, chloraten enz. kunnen zelf ook bijzonder sterke oxidatoren zijn. Naast oxiden zijn er echter ook peroxides bekend, zoals waterstofperoxide H2O2. Nominaal is hier het oxidatie getal -1 en er is nog een enkele zuurstof-zuurstof binding (H-O-O-H). Peroxiden zijn niet erg stabiel en kunnen afhankelijk van onder andere de zuurgraad als oxidator of als reductor optreden. Vloeibare zuurstof kan uit vloeibare lucht gewonnen worden.

Verschijning

Zuurstof is naar voorkomen het eerste element in de aardkorst, het maakt daar ongeveer 46,7% van uit, het meest in de vorm van metaaloxiden, silicaten, carbonaten en andere zouten. Ook van de oceanen is het het hoofdbestanddeel (87%), omdat het een van de twee elementen is waaruit water (H2O) bestaat. Hetzelfde geldt voor het ijs waaruit de poolkappen hier op aarde bestaan. Op andere hemellichamen, bijvoorbeeld Mars, bestaat het ijs mogelijk uit kooldioxide, dat overigens ook zuurstof bevat. Jupiters maan Europa is geheel bedekt met waterijs en kometen bestaan grotendeels uit waterijs. Het feit dat zuurstof in vrije vorm in de atmosfeer voorkomt, is geheel een effect van het leven op aarde en met name de fotosysnthese van groene planten. Zonder de voortdurende aanmaak zou het element weer geleidelijk uit de atmosfeer verdwijnen, omdat het vrij reactief is en zich met oxideerbare materialen zou verbinden. Bosbranden zijn daar een goed voorbeeld van.

Isotopen

Naast het meestvoorkomende zuurstofisotoop 16O komen er nog twee andere stabiele isotopen voor: 17O en 18O. Tevens zijn er een tiental radioactieve isotopen bekend met halfwaardetijden van minder dan drie minuten.

Toxicologie en veiligheid

Brandgevaar wordt bij het gebruik van zuivere gasvormige en vooral van vloeibare zuurstof een nog veel ernstiger probleem dan het in het normale leven al is. Een prop watten gedrenkt in vloeibare zuurstof is een bom die afgaat met een metershoge steekvlam. De zuurstof is in zulke hoge concentratie op het oppervlak van de brandstof aanwezig dat de reactie ongemeen heftig wordt. Ook ozon en peroxiden zijn gevaarlijke materialen die met kennis van zake behandeld dienen te worden. Inademen van te grote hoeveelheden ozon kan tot ernstige longproblemen leiden, bovendien kan ozon met veel vluchtige organische verbindingen reageren tot schadelijke verbindingen. Een verzamelnaam voor dit soort verontreiniging is smog. Onder druk is zuurstof giftig voor de mens. De maximale diepte voor het duiken met zuivere zuurstof is 6 meter (zie zuurstofvergiftiging).

Zie ook


- Scheikunde
- Periodiek systeem
  - Standaard
  - Alternatief
- Isotopentabel
  - Complete tabel
  - Tabel in delen
- Lijst met elementen
  - Gesorteerd op naam
  - Gesorteerd op symbool
  - Gesorteerd op nummer

Externe links


- [http://www.cdc.gov/niosh/ipcsndut/ndut0138.html International Chemical Safety Cards: Zuurstof]
- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/O.html EnvironmentalChemistry.com - Oxygen]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/O/index.html WebElements.com - Oxygen] Categorie:Zuurstofgroep als:Sauerstoff ja:酸素 ko:산소 ms:Oksigen simple:Oxygen th:ออกซิเจน

Scheikundig element

Een scheikundig element (vaak ook kortweg element) is de soortnaam voor een substantie die via scheikundige weg niet in verschillende substanties te scheiden is. Zo'n substantie bestaat louter uit atomen van één type (de term atoom komt van het Griekse atomos, dat ondeelbaar betekent). Het aantal protonen in de kern van een atoom bepaalt tot welk element dit atoom behoort. Met spreekt dan van het atoomnummer van dit element. Zo bezitten bijvoorbeeld alle atomen die tot het element koolstof behoren 6 protonen in de kern, en behoren alle atomen met 92 protonen in de kern tot het element uranium. De bekende elementen kunnen op allerlei manier geordend worden. Zo kan de lijst van elementen uiteraard op alfabetische volgorde gepresenteerd worden, of gesorteerd op oplopend atoomnummer. De meest gebruikte en bekendste ordening wordt het Periodiek Systeem (der Elementen) genoemd. In dit overzicht zijn de elementen geordend op basis van overeenkomstige eigenschappen. Het Periodiek Systeem werd in 1869 door de Rus Dmitri Mendelejev bedacht, een prestatie van formaat, omdat toen nog veel elementen niet ontdekt of slecht onderzocht waren. Het Periodiek Systeem maakte het mogelijk om van deze nog onbekende elementen veel eigenschappen te voorspellen. Atomen die tot een zelfde element behoren kunnen wel een verschillend aantal neutronen hebben. Men spreek dan van isotopen. De naam isotoop komt van het Griekse iso = gelijk en topos = plaats, hiermee wordt bedoeld dat isotopen dezelfde plaats in het Periodiek Systeem innemen. Daarnaast wordt de term allotroop gehanteerd. Hiermee wordt bedoeld dat atomen die tot één element behoren in clusters kunnen voorkomen, die uit een verschillend aantal atomen bestaan. Wanneer een nieuw element ontdekt wordt (of beter werd, men denkt dat alle in de natuur voorkomende stabiele atomen inmiddels bekend zijn) of (met veel moeite) voor het eerst kunstmatig gecreëerd wordt dient dit element een officiële naam te krijgen. Er is een internationale organisatie, de Internationale Unie voor Zuivere en Toegepaste Chemie (Bekend onder de Engelstalige afkorting IUPAC), die hierover beslist. Deze instantie neemt meestal de naam over die de ontdekker voorgesteld heeft. Soms leidt dit tot controverses, omdat meerdere personen of groepen de ontdekking of synthese voor zich opeisen. Om deze reden heeft het lang geduurd voordat de elementen met een atoomgetal van 104 of hoger een naam kregen. Elk element krijgt ook een uniek symbool, dat uit één of twee letters bestaat, de eerste altijd een hoofdletter, de tweede nooit. Vaak is dit symbool een afkorting van de Latijnse benaming. Vooral de elementen die al lange tijd bekend zijn hebben in verschillende talen uiteenlopende namen. Het internationale symbool voorkomt dan verwarring. Zie ook:
- Scheikunde
- Nederlandse benaming van de elementen
- Lijst met elementen
  - Gesorteerd op naam
  - Gesorteerd op symbool
  - Gesorteerd op nummer
- Periodiek systeem
  - Standaard
  - Alternatief
  - Elektronenconfiguratie
- Isotopentabel
  - Complete tabel
  - Tabel in delen Categorie:Chemische stof ja:元素 ko:화학 원소 ms:Unsur kimia simple:Element th:ธาตุเคมี

Atoomnummer

Het atoomnummer geeft het aantal protonen in de kern van het atoom aan. Het atoomnummer is een belangrijk begrip uit de chemie en de kwantummechanica. Een element en zijn plaats in het periodiek systeem zijn erdoor vastgelegd. Wanneer het atoom als geheel elektrisch neutraal is, is het atoomnummer gelijk aan het aantal elektronen in de elektronenwolk rond de kern. Juist die elektronen bepalen het chemische gedrag van een atoom. Bij atomen die niet elektrisch neutraal zijn (ionen) is het aantal elektronen ofwel groter dan het atoomnummer (anionen die negatief zijn) ofwel kleiner (bij de positieve kationen). Het atoomnummer kan indien gewenst links onder het symbool van het element worden aangegeven, bijvoorbeeld: :1H (Waterstof) en 8O (Zuurstof) Het aantal neutronen in de kern wordt niet door het atoomnummer bepaald, maar kan soms van atoom tot atoom verschillen. Daarmee kunnen er dus atomen voorkomen met het zelfde atoomnummer maar verschillende massa. Deze atomen van hetzelfde element maar met verschillend gewicht worden isotopen genoemd. Vooral bij de zwaardere atomen, die met een hoger atoomgetal, is het aantal neutronen groter dan het aantal protonen in de kern. Het lichtste atoom, met atoomnummer 1, is waterstof, aangeduid met H. Dat atoom heeft een kern die uit 1 proton bestaat. Van waterstof bestaan nog twee varianten: een kern die bestaat uit 1 proton en 1 neutron. Deze isotoop van waterstof heet "zwaar waterstof" of Deuterium. Er bestaat ook een variant met een kern die bestaat uit 1 proton en 2 neutronen. Dit isotoop heet Tritium. Het atoom van tritium is instabiel en valt na enige tijd uiteen. (halfwaardetijd ongeveer 11 jaar) Tritium is dus radioactief. Alle varianten van waterstof hebben echter hetzelfde atoomnummer, namelijk 1, en zij hebben in neutrale toestand ook hetzelfde aantal elektronen, namelijk eveneens 1.

Zie ook


- Lijst van elementen op nummer Categorie:Kernfysica Categorie:Scheikunde categorie:Nummer als:Ordnungszahl ja:原子番号 ko:원자 번호 simple:Atomic number th:เลขอะตอม

1771

---- Gebeurtenissen:
- Kapitein James Cook keert weer terug in Groot-Brittannië. ---- Geboren:
- Walter Scott, Engels schrijver
- 13 april - Richard Trevithick, Engels uitvinder van de stoomlocomotief
- 19 mei - Hendrik George de Perponcher Sedlnitsky Nederlands legeraanvoerder
- 5 juni - Ernst August van Hannover, latere hertog van Cumberland, koning van Hannover en hertog van Brunswijk-Lüneburg
- 6 november - Alois Senefelder, Duits uitvinder van de steendruk of lithografie ---- Overleden:
- In Stockholm overlijdt de koning van Zweden, Adolf. Categorie:18e eeuw ko:1771년 ms:1771

Karl Wilhelm Scheele

Carl Wilhelm Scheele of Karl Wilhelm Scheele (9 december 1742 – 21 mei 1786), geboren in Stralsund, Duitsland, was een Zweedse chemicus en ontdekker van veel scheikundige elementen. Nadat Scheele als leerling-apotheker werkzaam was in Stockholm verhuisde hij in 1770 naar Uppsala en in 1775 naar Köping. In die tijd heeft hij zich beziggehouden met studies naar onder andere zuurstof en stikstof wat uiteindelijk leidde tot de ontdekking van deze elementen. In 1777 publiceerde hij hierover het boek Chemische Abhandlung von der Luft und dem Feuer. Vrijwel gelijktijdig ontdekte ook Joseph Priestley zuurstof als element. Maar omdat Priestley zijn werk hierover eerder publiseerde dan Scheele, wordt Priestley in het algemeen gezien als de ontdekker van zuurstof. Andere door Scheele ontdekte elementen zijn barium (1774), chloor (1774), mangaan (1774), molybdeen (1778) en wolfraam (1781). Daarnaast heeft hij ook veel verbindingen beschreven zoals citroenzuur, glycerol, waterstofcyanide, waterstoffluoride en waterstofsulfide. Verder heeft hij een op pasteurisatie lijkend proces ontwikkeld, en ontdekte hij dat verhitting van (olijf-)olie in aanwezigheid van PbO tot hydrolyse in glycerol en vetzuren leidt (1779). Een andere ontdekking van Scheele is het pigment koperarseniet, dat gebruikt werd als kleurstof in voedsel en bekend werd als Scheele's groen. Ruim een halve eeuw later werd bekend dat dit een uiterst giftig goedje was. Zoals zoveel chemici in die tijd, werkte Scheele vaak onder moeilijke en ongezonde omstandigheden, wat mogelijk zijn relatief vroege dood op 43-jarige leeftijd verklaart. In 1942 werd er in Zweden een postzegel ingevoerd ter ere van de 200ste geboortedag van Scheele. Op deze (uiteraard groenkleurige) zegel stond een portret van hem afgebeeld. Scheele, Carl Wilhelm ja:カール・ヴィルヘルム・シェーレ ms:Carl Wilhelm Scheele

Joseph Priestley

Joseph Priestley (13 mei 1733 – 6 februari 1804) was een Engels filosoof, theoloog en chemicus. Op het aanraden van Benjamin Franklin publiceerde Priestley in 1767 zijn eerste wetenschappelijke werk over de geschiedenis van de elektriciteit, waarvoor hij nog in hetzelfde jaar lid werd van de Koninklijke Academie voor Wetenschappen. In godsdiensttwisten (hij was unitarianist) verwikkeld, week Priestley uit naar Amerika waar hij met veel eerbetoon werd ontvangen. Hij bracht er de laatste jaren van zijn leven vreedzaam door op een eenzaam hoevetje in Pennsylvania maar liet zich niet naturaliseren tot Amerikaans staatsburger. Hij publiceerde merkwaardige werken over scheikunde waarin hij onder meer de ontdekking van verscheidene nieuwe gassen beschrijft. Priestley, Joseph Priestley, Joseph Priestley, Joseph Priestley, Joseph ja:ジョゼフ・プリーストリー ms:Joseph Priestley

Zuur (chemie)

De begrippen zuur en base hebben in de scheikunde een opmerkelijke ontwikkeling doorgemaakt.

Brønsteddefinitie

Aanvankelijk dacht men dat voor het vormen van een zuur of een base het element zuurstof nodig was. (Vandaar de naam). Men dacht daarbij aan basevormende en zuurvormende oxiden, bijvoorbeeld van calcium en van koolstof. Wanneer deze in water opgelost worden vormen zij een zuur en een base: :CaO + H2O => Ca(OH)2 -- gebluste kalk (een hydroxide) :CO2 + H2O => H2CO3 -- koolzuur In waterige oplossing splitsen zij (voor een deel) in ionen: :Ca(OH)2 => Ca2+ + 2 OH- :H2CO3 => 2 H+ + CO32- In de Brønsteddefinitie is een stof die OH- ionen vormt een base en is een stof die H+ ionen vormt een zuur. (Een latere verfijning stelt dat er geen 'kaal' H+ ion gevormd wordt maar dat dit kale proton zich altijd met nog een watermolecuul tot een complex H3O+ ion verbindt.) Bij elkaar gevoegd reageren H+ en OH- en vormen water H2O. Deze reactie wordt neutralisatie genoemd. :H+ + OH- <=> H2O Deze reactie vindt echter in water voortdurend plaats, en wel in beide richtingen. Zelfs in ultrapuur water is er altijd een klein deel van het water als H+ + OH- aanwezig. De concentraties zijn echter vrij klein: [H+] = [OH-] = 10-7 (mol/L). Omdat het hier om een chemisch evenwicht gaat is het product van deze twee concentraties altijd constant (zolang de temperatuur constant blijft): [H+].[OH-] = 10-14 = Kw . Wanneer er een sterk zuur toegevoegd wordt, bijvoorbeeld in een concentratie van 10-3 mol/L, dan wordt de [OH-] bijzonder klein: 10-11 mol/L. Wanneer een sterk zuur en een sterke base samengevoegd worden, reageren de ionen en vormen water totdat het product van hun concentraties 10-14 geworden is. Bij deze neutralisatie komt vrij veel warmte vrij. In het bovenstaande voorbeeld gebeurt er echter meer: :Ca2+ + 2 OH- + 2 H+ + CO32- => 2H2O + CaCO3 Er slaat namelijk ook calciumcarbonaat neer. Deze stof die bestaat uit een base-rest Ca2+ en een zuur-rest CO32- wordt een zout genoemd. In dit geval is het zout niet erg oplosbaar, maar er zijn gevallen waar het gewoon als ionen in oplossing blijft. Wanneer het water verdampt, blijft het echter meestal als kristallijne vaste stof achter. Veel oxiden vormen inderdaad op deze manier ofwel een zuur ofwel een base. In de regel is het oxide van een element uit het linker gedeelte van het periodiek systeem, bijvoorbeeld de alkalimetalen, basevormend en dat van een element uit de rechterkant, bijvoorbeeld de halogenen of de zwaardere elementen uit de zuurstofgroep, zuurvormend. Van de tussenliggende elementen zijn de oxiden soms amfoteer, zij kunnen dan zowel als base of als zuur optreden afhankelijk van waar zij mee reageren. Van de overgangsmetalen zijn echter sommige oxiden ook sterk zuurvormend, vooral van oxiden met hoge oxidatie getallen zoals CrO3.

Lewisdefinitie

Het idee dat zuurstof een noodzakelijk ingrediënt van een zuur is bleek al spoedig onjuist. Een goed voorbeeld is zoutzuur, een zuur dat ten grondslag ligt aan het bekendste zout: keukenzout, NaCl. Zoutzuur wordt gevormd als keukenzout wordt behandeld met een sterk zuur in een hoge concentratie, zoals zwavelzuur: :H2SO4 + 2NaCl => Na2SO4 + 2HCl Zoutzuur HCl bevat geen zuurstof maar is een gas dat goed oplosbaar is in water en daarin H+ (of liever H3O+) + Cl- ionen geeft. Iets vergelijkbaars kan gezegd worden van ammoniak NH3. Hoewel dit gas uitstekend in water oplosbaar is bevat het geen zuurstof en kan het dus niet volgens de Bronsteddefinitie een OH--ion afsplitsen. Het heeft echter wel een vrij elektronenpaar (:) en kan daarom een H+ accepteren: : H3N: + H+ => NH4+ Met zoutzuur vormt het dan ook een zout, salmiak: NH4++Cl- => NH4Cl. Voor een verbinding als BF3 geldt het omgekeerde. Dit molecuul heeft in plaats van een vrij elekronenpaar juist een geheel lege elektronenbaan. Met H3N: kan BF3 daarom reageren alsof het een zuur was. Het ene molecuul doneert elektronen (de base) de andere accepteert ze (het zuur). :H3N: + BF3 => H3N-BF3 Om dit soort gevallen in de zuur-/baseleer op te nemen is er een nieuwe definitie geformuleerd door G.N. Lewis in 1923.
- Een zuur is een stof die elektronen accepteert
- Een base is een stof die elektronen doneert. Hoewel de Lewis definitie veel ruimer is, is zij niet strijdig met de Brønsteddefinitie. Alle Brønstedzuren zijn Lewiszuren maar niet andersom.

Naamgeving

Binaire zuren

Bij binaire zuren bestaat de zuurrest uit een niet-metaal. :: Naam van een binair zuur= waterstof + niet-metaal + -ide voorbeeld:
- HCl wordt waterstofchloride;
- HI wordt waterstofjodide;
- HCN wordt waterstofcyanide;
- H2S wordt waterstofsulfide.

Oxo-zuren

Deze zuren bestaan uit waterstof en een zuurrest die naast het niet-metaal één of meerdere zuurstofatomen bevat. :: Naam oxo-zuur: waterstof + niet-metaal + -aat , of :: Naam oxo-zuur: naam van niet-metaal + zuur bijvoorbeeld:
- H2CO3 wordt waterstofcarbonaat of koolzuur. Met sommige stoffen (oa. Chloor) kunnen meerdere oxo-zuren gevormd worden: HClO, HClO2, HClO3 en HClO4.
- HClO3 is het standaard-zuur waterstofchloraat of chloorzuur;
- HClO4 (één zuurstof meer) is waterstofperchloraat of perchloorzuur;
- HClO2 (één zuurstof minder) is waterstofchloriet of chlorigzuur;
- HClO1 (twéé zuurstoffen minder) is waterstofhypochloriet of hypochlorigzuur. bijvoorbeeld:
- HNO3 is waterstofnitraat;
- HNO2 (één zuurstof minder) is waterstofnitriet. Categorie:Chemische stof ja:酸と塩基 ko:산 (화학) simple:Acid th:กรด

Ozon

Ozon (O3) is een vorm van zuurstof, dat normaal als O2 in de atmosfeer voorkomt. Bij standaardtemperatuur en -druk is ozon een blauw gas. In vloeibare vorm is het donkerblauw, met een kookpunt van -112 °C. Het smeltpunt is bij -193 °C. Daaronder is ozon een donkerblauwe vaste stof. Het molecuul heeft een gebogen vorm met een hoek van iets minder dan 120 graden. Ozon is erg bijtend en giftig. Het heeft een doordringende geur. Ozon is ontdekt door Christian Friedrich Schonbein in 1840. De naam komt van het oudgrieks 'ozein' wat 'rieken' betekent. Ozon is een sterk prikkelend en reactief gas en een sterke oxidator. Het maakt een belangrijke component uit van luchtvervuiling, waar het ontstaat in fotochemische smog.

Ozonlaag in de atmosfeer

(zie ook Ozonlaag en Ozongat) Ozon ontstaat van nature in de atmosfeer onder invloed van elektrische ontladingen (onweer!) en door ultraviolette straling van de zon in de bovenste lagen van de atmosfeer (de stratosfeer). Op deze hoogte is ozon een zeer gewenst gas, omdat het daar de schadelijke ultraviolette straling van de zon tegenhoudt ('de ozonlaag'). Zonder deze ozonlaag zou meer UV het aardoppervlak bereiken, wat kan lijden tot meer huidkanker, en aantasting van kleinere organismen zoals plankton. De ozonlaag wordt aangetast door synthetisch gefabriceerde gassen, zoals drijfgassen uit spuitbussen en hulpgassen uit koelkasten en airconditioning systemen. Met name alle varianten van CFK (chloor fluor koolwaterstoffen) werden gezien als de boosdoener. De aantasting van de ozonlaag komt tot uitdrukking in het ozongat boven Antarctica, dat in het vroege voorjaar aldaar steeds groter werd. Op grond hiervan zijn CFK's verboden op grond van het Montreal Protocol, dat op 1 januari 1989 van kracht is geworden. De meningen zijn echter verdeeld over de wetenschappelijke basis hiervan.

Ozon en gezondheid

Het is niet gezond om langdurig ozon in te ademen, ook niet in lage concentraties. Sommige kopieerapparaten en computerprinters produceren ozon en moeten daarom niet in een kamer waarin ook gewerkt wordt worden geplaatst.

Gebruik van ozon

Ozon is desinfecterend, en wordt gebruikt om bijvoorbeeld drinkwater te ontsmetten. Voordeel ten opzichte van bijvoorbeeld Chloor is dat het geen smaak achterlaat. Verder wordt ozon nog gebruikt:
- bij het desinfecteren van bronwater;
- desinfectie van oppervlaktes die in contact komen met voedsel;
- verwijderen van sporen van gisten uit lucht (belangrijk wanneer voedsel ingepakt wordt);
- het schoonmaken en bleken van stoffen;
- het verwijderen van ongewenste schadelijke stoffen (herbiciden) uit water

Ozon en het verkeer

Door uitlaatgassen van het verkeer kan onder invloed van zonlicht fotochemische smog ontstaan. Zie verder het artikel smog.

Externe links


- [http://www.kennislink.nl/web/show?id=107948 Ozon-vernietiger chloorperoxide waargenomen in stratosfeer (Kennislink artikel)]
- [http://www.ibgebim.be Metingen van Brussels Hoofdstedelijk Gewest]
- [http://www.irceline.be Metingen over heel België] categorie:verbinding van zuurstof ja:オゾン ko:오존 ms:Ozon

Spin (golfmechanica)

Bepaalde eigenschappen van Elementaire deeltjes kunnen alleen verklaard worden door aan te nemen dat deze deeltjes, net als de aardbol, om hun as een draaibeweging maken. Deze beweging wordt met het Engelse woord spin aangeduid. Dit is slechts een model, want voor zover we nu weten zijn de elementaire deeltjes structuurloos en valt er dus niet te spreken over een draaiing om een as. Doordat een deeltje een spin heeft gedraagt een geladen deeltje zich als een magneetje. Omdat elementaire deeltjes zo klein zijn is volgens het tweeledigheidsbeginsel van de golfmechanica hun golfkarakter niet te verwaarlozen. Dat heeft tot gevolg dat een deeltje maar op een beperkt aantal manieren kan wentelen. In andere woorden hun spin is gekwantiseerd. Een elektron bijvoorbeeld heeft een spin-kwantumgetal (kortweg: spin) s= 1/2.
Bij dit kwantumgetal hoort een magnetisch kwantumgetal ms= -1/2 of ms= +1/2
De spin van elementaire deeltjes wordt uitgedrukt in de eenheid: = 1,055 · 10-34 J s In een magnetisch veld gebracht kan het elektron daarom maar twee toestanden aannemen, die meestal met 'op' ('up') en 'neer' ('down') aangeduid worden. Andere deeltjes kunnen andere spins hebben. Bijvoorbeeld een deuteron (een deuterium-kern)heeft een spin = 1. Omdat het hier om de kern van een atoom gaat wordt in dit geval de spin meestal met I = 1 aangeduid in plaats van s=1. In dit geval zijn er drie toestanden mogelijk, nl. -1, 0 en +1. In het algemeen zijn er 2s+1 toestanden. Spin-kwantumgetallen zijn altijd ofwel halftallig 1/2,3/2,5/2,... ofwel heeltallig 0,1,2,3. Deeltjes met een halftallige spin worden fermionen genoemd, die met heeltallige bosonen. Het verschil is belangrijk voor de manier waarop meerdere deeltjes energietoestanden kunnen opvullen. Voor fermionen kan er (inclusief de spin) altijd maar één deeltje in iedere toestand, dit heet het Pauliprincipe. Dat wil zeggen dat er altijd twee elektronen in een bepaalde baan om de kern van een atoom passen, de eerste met spin op de andere met neer. Voor bosonen kunnen er een onbeperkt aantal deeltjes in de zelfde toestand zijn. De toestanden kunnen beschreven worden met een golffunctie, dit is een formule die ons vertelt hoe waarschijnlijk het is in een heel klein volume elementje deeltje 1 aan te treffen terwijl deeltje 2 in een ander elementje zit enz. Deze functie wordt meestal geschreven als Ψ(r1,r2,r3,....). De deeltjes zijn in het algemeen ononderscheidbaar, daarom moet de golffunctie (behoudens een teken) hetzelfde blijven als we twee deeltjes verwisselen. Voor fermionen keert het teken om, voor bosonen juist niet. Het Pauli principe is hier een onmiddellijk gevolg van: :Ψ(r1,r2,r3,....)= + Ψ(r2,r1,r3,....) voor bosonen :Ψ(r1,r2,r3,....)= - Ψ(r2,r1,r3,....) voor fermionen Het fenomeen spin werd in 1925 geïntroduceerd door twee natuurkundigen van Nederlandse afkomst. Dit waren Samuel Abraham Goudsmit en George Eugene Uhlenbeck. Categorie:Kwantumfysica ja:スピン角運動量 ko:스핀

Edelgas

Een edelgas is een scheikundig element uit de edelgasgroep van het periodiek systeem. De overeenkomst van de elementen uit de edelgasgroep is de buitenste elektronenschil, die geheel gevuld is. Bijvoorbeeld de schil van helium is met de 1s² configuratie vol en neon heeft een 1s²2s²2p6 configuratie waarmee de buitenste (tweede) schil geheel gevuld is. Het gevolg van het volzitten van de buitenste schil is dat er geen energie te winnen is door bijvoorbeeld twee atomen dicht bij elkaar te brengen en hun golffuncties te combineren. De lagere edelgassen helium en neon komen dan ook alleen als monatomaire gassen voor die geen enkele verbinding aangaan met andere elementen. Vanwege deze eigenschap stonden de edelgassen vroeger ook wel bekend als 'inerte gassen'. Van de zwaardere edelgassen krypton, xenon (en radon) zijn wel verbindingen mogelijk omdat de lege schillen buiten de volle schil laag genoeg in energie zijn om nog mee te kunnen doen aan het combinatiespel dat tot binding leidt. Argon neemt een tussenpositie in. Daarvan zijn excimeren bekend zoals ArF+. Dit is een kortlevend complex van argon en fluor waarvan alleen de aangeslagen toestand binding vertoont. Zodra het in de grondtoestand terugvalt valt het complex uiteen. Het excimeer wordt wel in lasers toegepast. De elementen in de edelgas groep zijn: Legenda

- Edelgas ja:第18族元素 ko:비활성 기체 ms:Gas nadir th:ก๊าซมีตระกูล

Goud

Goud is een scheikundig element met symbool Au en atoomnummer 79. Het is een geel metalliek overgangsmetaal.

Ontdekking

Goud wordt al lange tijd als waardevol metaal gezien. In Egyptische hiërogliefen van de 26e eeuw v. Chr. wordt al melding gemaakt van goud als betaalmiddel. Tot ongeveer halverwege de 20e eeuw werd goud nog veelvuldig gebruik voor munten. Later werd het vervangen door papiergeld. In de oudheid was goud niet alleen bekend als waardevol, maar ging er ook magie van uit en stond het symbool voor zuiverheid. Alchemisten zijn lange tijd op zoek geweest naar de steen der wijzen, om andere materialen te transformeren in goud. Zij zijn daar echter nooit in geslaagd en met huidige inzichten in de opbouw van atomen is dat goed te verklaren. In de 19e eeuw zijn er vooral in de Verenigde Staten en Australië veel goudbronnen ontdekt, hetgeen de befaamde goldrushes tot gevolg had. Het symbool van goud Au is de afkorting van het Latijnse aurum. De naam goud is een verbastering van de term jval uit het sanskriet.

Toepassingen

Als zuiver metaal is goud vrijwel onbruikbaar voor industriële toepassingen omdat het erg zacht is. In plaats daarvan wordt het veelvuldig gebruikt in legeringen omdat het element over uitstekende elektrische eigenschappen beschikt en zeer corrosiebestendig is. Sinds de 20e eeuw is goud praktisch onmisbaar in de industrie. Enkele toepassingen zijn:
- Kwalitatief hoogwaardige elektrische schakelaars, connectoren, etc.
- In de ruimtevaart als coating voor kunstmanen omdat goud ultraviolette straling goed reflecteert.
- Hoewel het veelal is vervangen door andere metalen wordt in sommige monetaire stelsels goud (nog) gebruikt voor muntgeld.
- De mooie glans en de goede corrosiebestendigheid maken goud een gewild metaal voor juwelen. 80% van al het goud wordt hier voor gebruikt.
- In de geschiedenis van de mens was goud vanwege zijn glans en schaarsheid altijd een symbool van weelde. Huishoudelijke voorwerpen werden dan ook soms van goud gemaakt of verguld. Hetzelfde gold voor kunstwerken.
- In veel elektronische componenten wordt goud gebruikt. De radioactieve isotoop 195Au wordt gebruikt bij kanker onderzoek.

Opmerkelijke eigenschappen

Metalliek goud heeft een gele glanzende kleur. Zeer fijn verdeeld kan het ook andere kleuren zoals zwart of donkerpaars aannemen. Van alle bekende metalen is goud het makkelijkst te buigen en te vervormen. Een blokje goud van 1 gram kan worden geplet en gewalst tot een plaat met een oppervlakte van 1 vierkante meter. Goud is een zeer goede elektrische en thermische geleider en vrijwel inert.

Goudchemie

Goud staat bekend als een inert edelmetaal dat weinig reactiviteit vertoont. Het reageert bijvoorbeeld niet met zuurstof. Toch zijn er redelijk wat goudverbindingen bekend zoals goudhalogeniden en goudchalcogeniden. Het metaal is oplosbaar in koningswater waarbij het een AuCl41- ion vormt. Met zwaardere elementen, zoals tellurium is de reactiviteit zelfs vrij groot. Goudtelluride is een mineraal en gouderts. Goud vormt in de regel verbindingen met een oxidatiegetal +1 of +3. Er zijn echter ook een klein aantal verbindingen waarin het zelf als oxidator optreedt en oxidatiegetal -1 aanneemt, de auriden.

Verschijning

auride Door de relatieve inertheid komt goud veelal in ongebonden vorm in de natuur voor. Soms wordt het in grote hoeveelheden aangetroffen, maar meestal komt het voor als spore-element in mineralen. In vrijwel de gehele aardkorst komt goud in zeer lage concentraties voor in de mineralen petziet, calaveriet en sylvaniet. De hoeveelheden zijn echter voor commerciële winning volstrekt onrendabel. De hoogste concentraties worden sinds 1880 gevonden in Zuid-Afrika en zo'n tweederde van de gehele wereldproductie is hiervan afkomstig. Andere grote goudmijnen bevinden zich in Nevada en South Dakota in de Verenigde Staten. Bij de vijf belangrijkste goud producerende landen horen (in 2001) ook Australië, Indonesië en China. Ongeveer tweederde van de winning gebeurt in open mijnen (dagbouw) en geeft grote hoeveelheden afval. Voor het goud van een ring van 10 gram 18 karaat ontstaat 18000 kg afval. Twee bekende goudwinningsmethoden gebruiken het giftige cyanide en kwik. 4 Au + 8 NaCN + O2 + 2 H2O --> 4 NaAu(CN)2 + 4 NaOH. Het giftige cyanide heeft onder andere een grote milieuramp veroorzaakt bij de Summiville mijn in de Verenigde Staten. Vooral vroeger werd kwik gebruikt omdat goud daarin oplost (goud-kwik amalgaam).

Isotopen

Er is één stabiele isotoop van goud bekend en ongeveer 18 instabiele, waarvan 195Au met een halfwaardetijd van ruim 168 dagen het stabielst is.

Toxicologie en veiligheid

Voor het menselijk lichaam is zuiver goud onschadelijk en de meeste goudverbinding zijn niet bijzonder giftig. Er zijn echter wel gevallen van leverbeschadiging bekend van mensen die goudhoudende medicijnen hebben gebruikt.

Zie ook


- Scheikunde
- Periodiek systeem
  - Standaard
  - Alternatief
- Isotopentabel
  - Complete tabel
  - Tabel in delen
- Lijst met elementen
  - Gesorteerd op naam
  - Gesorteerd op symbool
  - Gesorteerd op nummer

Externe links


- [http://environmentalchemistry.com/yogi/periodic/Au.html EnvironmentalChemistry.com - Goud]
- [http://www.webelements.com/webelements/elements/text/Au/index.html WebElements.com - Goud]
- http://www.worldwatch.org/pubs/goodstuff/goldjewelry/
- http://www.gold.org
- [http://www.grafieken.be Grafieken.be] Grafieken van edele metalen en munten Categorie:Kopergroep Categorie:Metaal ja:金 ms:Emas simple:Gold th:ทองคำ

Metastabiel

Evenwicht beschrijft een situatie waarin zonder verstoring geen verandering zal plaatsvinden. Er zijn verschillende soorten evenwicht:
Afbeelding:metastabiel.png

- Als het balletje onder A: stabiel evenwicht. Een verstoring van buitenaf (een duwtje) kan het balletje opzij rollen, maar het zal zelf weer terugrollen naar positie A.
- Als het balletje onder B: metastabiel evenwicht. Een klein duwtje kan het balletje opzij rollen en het balletje komt dan vanzelf weer terug bij B. Een wat grotere duw kan het balletje over de rand heenrollen, waardoor het in de stabiele situatie A terechtkomt.
- Als het balletje onder C: labiel evenwicht. Elk duwtje, hoe klein ook, zal het balletje wegrollen. Het komt niet meer terug bij C.
Afbeelding:indifferent.png

- Het balletje onder D: indifferent evenwicht. Het maakt niet uit waar het balletje zich bevindt, waar je het ook neerlegt het zal blijven liggen. Elke positie is een evenwichtspositie.

Natuurkunde en scheikunde

Evenwichten zijn overal in de natuurkunde en scheikunde.
- Voor isotopen wordt gesproken van stabiel als ze geen radioactief verval vertonen.
- aggregatietoestanden kunnen stabiel en metastabiel zijn onder verschillende omstandigheden van druk en temperatuur. Zo is diamant metastabiel en grafiet stabiel bij normale druk en kamertemperatuur. Vloeibaar water bij -100C is metastabiel.
- moleculen (chemische verbindingen) kunnen stabiel en metastabiel zijn.
- chemische mengsels die een reactie met elkaar aan kunnen gaan kunnen in een situatie van chemisch evenwicht komen waarin twee tegengestelde reacties met dezelfde snelheid verlopen. Labiele evenwichten komen in de praktijk niet veel voor: door miniscule verstoringen (bijvoorbeeld temperatuurbeweging) zullen deze snel vervallen. Categorie:Natuurkunde Categorie:Perceptie

Halfwaardetijd

De halfwaardetijd of halveringstijd is de tijd waarna van de oorsponkelijke hoeveelheid nog precies de helft over is. Als symbool hanteert men meestal t½. De vervaltijd of 1/e–tijd of gemiddelde levensduur is de gemiddelde duur van het bestaan van een instabiel deeltje, ofwel de tijd waarna van de oorsponkelijke hoeveelheid nog precies 1/e-de deel (1/2,71828 = 36,8%) over is. Als symbool hanteert men meestal τ (de Griekse letter tau). Halfwaardetijden zijn bijvoorbeeld te vinden in tabellen voor het verval van radio-actieve isotopen van atomen, terwijl vervaltijden bijvoorbeeld in tabellen over instabiele subatomaire deeltjes gebruikelijk zijn. Overigens zijn ze eenvoudig in elkaar om te rekenen, want de vervaltijd is altijd 44% langer dan de halfwaardetijd: τ = 1,4427 × t½. subatomaire deeltjes

Gebruik van de halfwaardetijd

Men gebruikt de term halfwaardetijd bijvoorbeeld om de snelheid van radioactief verval van een radio-isotoop aan te geven. Voorbeeld: tritium (3H) is een instabiele isotoop van waterstof. Tritium-atomen kunnen onder uitstraling van een elektron (men spreekt van β-verval of betaverval) overgaan in helium (3He). Dit is een toevalsproces, met andere woorden voor een enkel atoom is niet te voorspellen wanneer deze omzetting plaats zal vinden. Voor grote aantallen atomen kan men wel een statistische voorspelling doen over de omzettingssnelheid. Men drukt dit uit als de halfwaardetijd. De halfwaardetijd voor tritium is 12,33 jaar. Na 12,33 jaar is dus de helft van het tritium omgezet in helium, na nog eens 12,33 is er nog maar een 1/4 deel van het oorspronkelijke tritium over, na weer 12,33 jaar 1/8, enz. Halfwaardetijden zijn echter niet beperkt tot kernreacties, ook in chemische reacties kan van halfwaardetijden sprake zijn, mits zij kinetisch een eerste-ordeproces volgen.

Gebruik van de vervaltijd

De vervaltijd wordt onder andere gebruikt om de snelheid van het verval van een subatomair deeltje aan te geven. Zo is het vrije neutron instabiel, met een vervaltijd van 886 seconde. Dat wil zeggen dat van een grote hoeveelheid neutronen na die periode nog 36,8% over is; de rest is vervallen in een proton, een elektron en een anti-neutrino. Ook betekent het dat een neutron gemiddeld 886 seconde bestaat: als men van alle neutronen bijhoudt hoe lang na het begin van de observaties ze vervallen, en van al die levensduren het gemiddelde neemt, komt er 886 seconde uit. Een ander geval waarin een 1/e-tijd gebruikt wordt, is het leeglopen van een elektrische condensator met capaciteit C via een draad met weerstand R. De lading op de condensator neemt exponentieel af. Na een tijd τ = RC (de vervaltijd of RC-tijd) is er nog 36,8% (1/e-de deel) van de lading over.

Afleiding van het exponentiële verval

De begrippen halfwaardetijd en vervaltijd zijn nauw verbonden met de kinetiek van eerste-ordeprocessen. In zulk een proces is de afnamesnelheid van een species, bijv A, op ieder moment evenredig met zijn hoeveelheid of concentratie op dat moment: : d[A]/dt = –k.[A] . Deze differentiaalvergelijking is door integratie op te lossen: :d[A]/[A] = –k.dt . Integratie van tijd 0 tot tijd t levert: :ln([At]/[Ao]) = –kt , ofwel: :[At] = [Ao].e –t/τ , waarin τ = 1/k. Volgens deze formule vervalt de oorsponkelijke hoeveelheid of concentratie met een factor 1/e in een tijd τ, de vervaltijd. De formule kan herschreven worden in een form die factoren ½ behelst: :[At] = [Ao].e –t/τ = [Ao].2 –t / τ ln 2 = [Ao].2 –t / t½ . In de laatste vorm wordt de hoeveelheid of concentratie gehalveerd in een tijd t½, waarvoor geldt: : t½ = τ×ln 2 ofwel : τ = t½ / ln 2 = 1,4427 t½ . Hiermee is het bovenstaande verband tussen halfwaardetijd en gemiddelde levensduur verduidelijkt. Categorie:Kernfysica ja:半減期 ko:반감기 th:ครึ่งชีวิต

Zuurstofvergiftiging

Zuurstofvergiftiging is het verschijnsel dat (vooral) duikers ondervinden als ze te diep gaan. Zuurstof wordt op bepaalde dieptes (bij een partiële druk van meer dan 1,6 bar) giftig. Als de partiële druk boven de 1,4 bar komt kan de duiker de volgende symptomen van zuurstofvergiftiging gaan merken:
- Visuele symptomen zoals tunnelvisie
- Oorsuizingen en auditieve hallucinaties
- Misselijkheid
- Tintelingen, vaak doen deze zich als eerste voor in de lippen en andere aangezichtsspieren
- Gedragsveranderingen zoals prikkelbaarheid, verwarring en angst
- Duizeligheid
- Stuiptrekkingen De laatste in dit lijstje is de meest gevaarlijke, aangezien de duiker vaak hierbij zijn ademautomaat verliest en daardoor verdrinkt. Hoe hoger het zuurstof percentage in het luchtmengsel, hoe ondieper een duiker last krijgt van zuurstofvergiftiging (zie Nitrox). De volgende door de NOAA opgestelde limieten worden algemeen aanvaard door duikorganisaties met vaak 1,4 bar als aanbevolen maximale partiële zuurstofdruk. Naast zuurstofvergiftiging hoort ook Caissonziekte bij de medische aandoeningen van het duiken, afgezien van de vele giftige dieren en planten die een duiker kan tegenkomen onderwater. Voor de berekening van de partiële zuurstofdruk wordt de wet van Dalton gebruikt. Categorie:Aandoening categorie:Duiksport

Periodiek systeem

In het periodiek systeem der elementen zijn de chemische en fysische eigenschappen van de elementen in kaart gebracht. In deze tabel, ook de tabel van Mendelejev genoemd, die een lange geschiedenis kent, staan alle bekende elementen op volgorde van atoomnummer zodanig ingedeeld dat de elementen uit dezelfde periode naast elkaar staan en elementen uit dezelfde groep boven elkaar. Tevens staan de elementen die tot hetzelfde blok en dezelfde reeks behoren bij elkaar in de buurt. (..) = dit element komt van nature niet (meer) op aarde voor. Alle elementen na Roentgenium (Rg) zijn (nog) niet geratificeerd door het IUPAC. De elementen Technetium (Tc) en Promethium (Pm) en veel van de transurane elementen (93 en hoger) kunnen door middel van kernreacties synthetisch vervaardigd worden. De namen die beginnen met 'unun-' zijn voorlopig, omdat het elementen betreft waarvan de vervaardiging tot dusver (nog) niet geslaagd en/of bevestigd is. Een naam als ununtritium betekent eigenlijk niks anders dan dat dit element nummer 113 (een-een-drie) is. Het aantal elektronenschillen dat een atoom bezit bepaalt de periode waarin het element hoort. Elke schil is onderverdeeld in verschillende subschillen, die naar gelang de toename van het aantal elektronen ruwweg in deze volgorde worden gevuld: 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7p (8s 5g 6f 7d 8p) ... De subschillen kunnen de volgende aantallen elektronen bevatten: s 2
- 1 = 2 p 2
- 3 = 6 d 2
- 5 = 10 f 2
- 7 = 14 Boven atoomnummer 83 (bismut) zijn alle elementen onstabiel en vervallen zij door radioactieve processen tot lagere elementen. Uraan (U) en thorium (Th) bezitten echter bijzonder langlevende isotopen en komen daarom nog op aarde voor. Hogere elementen zijn al lang vervallen en moeten synthetisch vervaardigd worden. Boven Cf wordt dat steeds moeilijker. De 5g subschil (met 18 banen) raakt daarom nooit gevuld. Wat betreft de structuur van het periodiek systeem: men onderscheidt groepen (verticaal) en perioden (horizontaal). Omdat de buitenste elektronen de chemische eigenschappen bepalen, neigen die gelijk te zijn binnen een groep. Aangrenzende elementen in een kolom hebben vergelijkbare chemische eigenschappen, hoewel ze een hele andere massa kunnen hebben. Aangrenzende elementen binnen een periode hebben een vergelijkbare massa, maar verschillende eigenschappen. Een voorbeeld van een periode: vlakbij het element stikstof in de tweede periode van het schema liggen koolstof en zuurstof. Hoewel ze in massa overeenkomen (ze schelen slechts enkele atomaire eenheden (A.E.)), verschillen hun eigenschappen aanzienlijk. Bijvoorbeeld, zuurstof met zijn twee atomen in een molecuul is een gas dat brandbaarheid bevordert; stikstof met zijn eveneens twee atomen is een gas dat brandbaarheid juist niet bevordert, en koolstof is een vaste stof die zelf verbrand kan worden (jazeker, ook diamant kan branden!). Een voorbeeld van een groep is uit de op één-na-laatste groep in het schema: de halogenen zijn fluor chloor broom jood. Hoewel ze binnen hun groep een enorm verschil in massa vertonen, bezitten zij sterk overeenkomende eigenschappen: ze zijn alle hoogst corrosief (dat wil zeggen dat ze zich graag verbinden met metalen, waarbij metalide zouten gevormd worden). Van boven naar beneden in de kolom veranderen de fysische eigenschappen geleidelijk: fluor en chloor zijn gassen, terwijl broom een vloeistof met een laag kookpunt is. Jodium is een vaste stof. Alle vier zijn gekleurd maar de kleur wordt intenser naar beneden toe in de kolom. (Astatium, het vijfde element in de groep heeft alleen maar zeer kortlevende radioactieve isotopen en komt op aarde nauwelijks voor (totale wereldhoeveelheid minder dan 50 gram); de eigenschappen ervan zijn slecht tot niet bekend).

Zie ook


- Scheikunde
- Periodiek systeem
  - Alternatief
  - Elektronenconfiguratie
- Isotopentabel
  - Complete tabel
  - Tabel in delen
- Lijst met elementen
  - Gesorteerd op naam
  - Gesorteerd op symbool
  - Gesorteerd op nummer

Externe links


- [http://www.periodieksysteem.com/ Uitgebreide Nederlandstalige informatie over elementen]
- [http://www.webelements.com/ Web Elements]
- [http://chemlab.pc.maricopa.edu/periodic/default.html Veel informatie over isotopen]
- [http://www.science.co.il/PTelements.asp Sorterbare lijst]
- [http://webmineral.com/chemical.shtml Nadruk op mineralen]
- [http://bic.beckman.uiuc.edu/mritab1/ Magnetische resonantie]
- [http://chemie.xcivare.com/ Informatie over de huidige en vroegere periodiek systeem. Gemaakt door gebruiker Conget] Categorie:Natuurkunde Categorie:Scheikunde Categorie:Symbool als:Periodensystem ja:周期表 ko:주기율표 ms:Jadual berkala simple:Periodic table th:ตารางธาตุ

Isotopen tabel (compleet)

Deze tabellen bevatten alle bekende isotopen van de chemische elementen, geordend op oplopend atoomnummer (links naar rechts) en oplopend aantal neutronen (boven naar beneden). Halveringstijden worden met de kleur van de cel aangegeven, waarbij isotopen met alternatieve vervalpaden door verschillende voor- en achtergrondkleuren gemarkeerd zijn. De tabel kan ook in delen worden bekeken op 'Isotopentabel (in delen)'. Zie ook: Natuurkunde, Periodiek systeem
halveringstijd
ElOnstabiel
El1-10 dagen
El10-100 dagen
El100 dagen - 10 jaar
El10-10,000 jaar
El>10,000 jaar
ElNatuurlijk radioactief
ElStabiel
Complete lijst van bekende isotopen
p 1 2
H He 3 4
n H Li Be 5 6
1 D 3He B C 7
2 T 4He 5Li 6Be 8C N 8
3 5He 6Li 7Be 8B 9C O 9
4 6He 7Li 8Be 9B 10C 11N F 10
5 8Li 9Be 10B 11C 12N 13O Ne 11
6 8He 9Li 10Be 11B 12C 13N 14O Na 12
7 11Be 12B 13C 14N 15O 16F 17Ne Mg 13
8 11Li 12Be 13B 14C 15N 16O 17F 18Ne 19Na 20Mg Al 14
9 14B 15C 16N 17O 18F 19Ne 20Na 21Mg Si 15
10 14Be 15B 16C 17N 18O 19F 20Ne 21Na 22Mg 23Al P 16
11 17C 18N 19O 20F 21Ne 22Na 23Mg 24Al 25Si S 17
12 17B 18C 19N 20O 21F 22Ne 23Na 24Mg 25Al 26Si 27P Cl 18
13 19C 20N 21O 22F 23Ne 24Na 25Mg
26Al
 27Si 28P 29S Ar 19
14 21N 22O 23F 24Ne 25Na 26Mg 27Al 28Si 29P 30S 31Cl K 20
15 23O 24F 25Ne 26Na 27Mg 28Al 29Si 30P 31S 32Cl 33Ar Ca
16 24O 25F 26Ne 27Na 28Mg 29Al 30Si 31P 32S 33Cl 34Ar 35K 21
17 27Ne 28Na 29Mg 30Al 31Si 32P 33S 34Cl 35Ar 36K 37Ca Sc 22
18 29Na 30Mg 31Al 32Si 33P 34S 35Cl 36Ar 37K 38Ca Ti 23
19 30Na 31Mg 32Al 33Si 34P 35S 36Cl 37Ar 38K 39Ca 40Sc 41Ti V 24
20 31Na 32Mg 33Al 34Si 35P 36S 37Cl 38Ar 39K 40Ca 41Sc 42Ti Cr 25
21 32Na 34Al 35Si 36P 37S 38Cl 39Ar 40K 41Ca 42Sc 43Ti 44V 45Cr Mn 26
22 33Na 36Si 37P 38S 39Cl 40Ar 41K 42Ca 43Sc 44Ti 46Cr Fe 27
23 38P 39S 40Cl 41Ar 42K 43Ca 44Sc 45Ti 46V 47Cr 49Fe Co 28
24 39P 40S 41Cl 42Ar 43K 44Ca 45Sc 46Ti 47V 48Cr 49Mn 50Fe Ni 29
25 42Cl 43Ar 44K 45Ca
46Sc
 47Ti 48V 49Cr 50Mn 51Fe 53Ni Cu 30
26 43Cl 44Ar 45K 46Ca 47Sc 48Ti 49V 50Cr 51Mn 52Fe 53Co 54Ni Zn 31
27 45Ar 46K 47Ca 48Sc 49Ti 50V 51Cr
52Mn
 53Fe 54Co 55Ni 57Zn Ga 32
28 46Ar 47K 48Ca 49Sc 50Ti 51V 52Cr 53Mn 54Fe 55Co 56Ni Ge
29 48K 49Ca 50Sc 51Ti 52V 53Cr 54Mn 55Fe 56Co 57Ni 58Cu 61Ge
30 49K 50Ca 51Sc 52Ti 53V 54Cr 55Mn 56Fe 57Co 58Ni 59Cu 60Zn
31 50K 53Ti 54V 55Cr 56Mn 57Fe
58Co
 59Ni 60Cu 61Zn 33
32 55V 56Cr 57Mn 58Fe 59Co 60Ni 61Cu 62Zn 63Ga 64Ge As 34
33 57Cr 58Mn 59Fe
60Co
 61Ni 62Cu 63Zn 64Ga 65Ge Se 35 36
34 59Mn 60Fe 61Co 62Ni 63Cu 64Zn 65Ga 66Ge 68Se Br Kr 37
35 61Fe 62Co 63Ni 64Cu 65Zn 66Ga 67Ge 68As 69Se Rb
36 62Fe 63Co 64Ni 65Cu 66Zn 67Ga 68Ge 69As 70Se 72Kr 38
37 64Co 65Ni 66Cu 67Zn 68Ga 69Ge 70As 71Se 72Br 73Kr 74Rb Sr 39
38 66Ni 67Cu 68Zn 69Ga 70Ge 71As 72Se 73Br 74Kr 75Rb Y 40
39 67Ni 68Cu 69Zn 70Ga
71Ge
 72As 73Se 74Br 75Kr 76Rb 77Sr Zr
40 68Ni 69Cu 70Zn 71Ga 72Ge 73As 74Se 75Br 76Kr 77Rb 78Sr
41 70Cu 71Zn 72Ga 73Ge 74As 75Se 76Br 77Kr 78Rb 79Sr 81Zr 41
42 72Zn 73Ga 74Ge 75As 76Se
77Br
 78Kr 79Rb 80Sr 81Y 82Zr Nb 42
43 73Zn 74Ga 75Ge 76As
77Se
 78Br
79Kr
 80Rb 81Sr 82Y 83Zr 84Nb Mo
44 74Zn 75Ga 76Ge 77As 78Se
79Br
 80Kr 81Rb 82Sr 83Y 84Zr 43
45 75Zn 76Ga 77Ge 78As
79Se
 80Br
81Kr
 82Rb
83Sr
 84Y 85Zr 86Nb 87Mo Tc
46 76Zn 77Ga 78Ge 79As 80Se 81Br 82Kr 83Rb 84Sr 85Y 86Zr 87Nb 88Mo 44
47 77Zn 78Ga 79Ge 80As 81Se
82Br
 83Kr
84Rb
85Sr
 86Y 87Zr 88Nb 89Mo 90Tc Ru 45
48 79Ga 80Ge 81As 82Se 83Br 84Kr 85Rb 86Sr
87Y
 88Zr 89Nb 90Mo 91Tc 92Ru Rh 46
49 80Ga 81Ge 82As 83Se 84Br
85Kr
86Rb
87Sr
88Y
89Zr
 90Nb 91Mo 92Tc 93Ru Pd 47 48
50 81Ga 82Ge 83As 84Se 85Br 86Kr 87Rb 88Sr
89Y
90Zr
91Nb
 92Mo 93Tc 94Ru 95Rh Ag Cd
51 82Ga 83Ge 84As 85Se 86Br 87Kr 88Rb 89Sr
90Y
 91Zr
92Nb
93Mo
 94Tc 95Ru 96Rh 97Pd
52 83Ga 84Ge 85As 86Se 87Br 88Kr 89Rb 90Sr
91Y
 92Zr
93Nb
 94Mo
95Tc
 96Ru 97Rh 98Pd 99Ag 100Cd 49
53 86As 87Se 88Br 89Kr 90Rb 91Sr