Syllabus. scheikunde. Voorbereiding nationale finale 2006 van de. International Junior Science Olympiad IJSO

Transcriptie

1 Syllabus scheikunde Voorbereiding nationale finale 2006 van de International Junior Science Olympiad IJSO G.H.F. Hurenkamp Marnix College Ede voorjaar 2006

2 1. VAN KOMMAFORMULE NAAR MOLECUULFORMULE G.H.F. Hurenkamp 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. molecuulmodel 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

3 Enkele voorbeelden: Stofnaam Komma- Molecuulformule Samenstelling één molecuul formule Water H,O H 2 O twee H-atomen en één O-atoom Waterstofperoxide H,O H 2 O 2 twee H s en twee O s Koolstofdioxide C,O CO 2 één C en twee O s Koolstofmonoxide C,O CO één C en één O Ammoniak N,H NH 3 één N en drie H s Glucose C,H,O C 6 H 12 O 6 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 CO 2 zes moleculen CO 2 3 H 2 O drie moleculen H 2 O CO één molecuul CO Let op het verschil tussen H 6 O 3 = één molecuul, bestaande uit zes H s en drie O s en 3 H 2 O = drie moleculen H 2 O of vergelijkbaar: 2 NO 2 en N 2 O 4. 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 H 2 O b) 3 NO c) N 3 O 3 d) 3 H 2 O + 3 NH 3 a) b) c) d) 3

4 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: koolstof di (2) oxide (=zuurstof) CO 2 Calciumsulfide: calcium sulfide (= zwavel) 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) SO 2 b) PCl 3 c) CS 2 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 H 2 O (systematische naam: diwaterstofmono-oxide) 4

5 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 19 e 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 genoemd i : elektron 1. Thomson ontdekte (eind 19 e 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 20 e eeuw kon Robert Millikan meten, hoe groot de lading van één zo n elektron was. Die lading is 0, 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

6 elektronenwolk kern atoommodel van Rutherford (ca. 1910) elektronenwolk neutron proton verbeterde atoommodel van Rutherford atoomnummer 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 1 H, 8 O en 29 Cu. u a.m.u. Een belangrijke eigenschap van een atoom is zijn massa. Omdat de massa van een elektron ongeveer 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, 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). massagetal 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. atoommassa 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

7 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 35 Cl en Cl tegen. Soms worden de isotopen zelfs genoteerd als 17 Cl en Cl. Het getal links onderaan (hier 17) geeft het atoomnummer (het aantal protonen) aan, zoals al eerder is vermeld. Omdat 35 Cl een masss van ongeveer 35 u heeft en 37 Cl 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

8 De eerste (binnenste) schil kon twee elektronen bevatten, de schil daaromheen acht. Men kwam tot de volgende wetmatigheid: De n de elektronenschil kan 2n 2 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 ingewikkeld ii, 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 (Ψ 2 ) 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 p- orbitalen genoemd de vormen van de 5 e tot en met 9 e orbitalen is ingewikkelder; deze orbitalen zijn de zogenaamde d-orbitalen 8

9 De s- en p-orbitalen (afbeelding: 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 (H 2 ). 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: Kenmerkend voor de σ-binding is, dat de σ-binding op de as tussen de twee 9

10 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: 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 (H 2 C=CH 2 ) is één van de C C-bindingen een σ-binding en de andere C C-binding een π-binding. De atoombindingen in etheen (H 2 C=CH 2 ) 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 (H 2 O), 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

11 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 H 2 O-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 ii Het ene elektron in een waterstofatoom heeft de relatief eenvoudige (!) golffunctie 3 2 2Zr na 0 2 ( Z Ψ r, θ, φ) = 2 2 h 2 4π me 2 e 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. 1 4π 11

12 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 categorie I categorie II categorie III vast geleidt stroom geleidt geen stroom geleidt geen stroom vloeibaar geleidt stroom geleidt 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 Pulsar- Chemie, 3 e 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 (H 2 O), koolstofdioxide (CO 2 ) en fosfortrichloride (PCl 3 ). 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 3 e 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

13 anion zout Een negatief ion wordt ook wel een anion genoemd (engels: anion). 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: O 2 Voorbeeld kationen: het natrium-ion: Na + en het aluminium-ion: Al 3+ 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, 5 e druk) 13

14 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 (O 2 ) heb je dus twéé natriumionen (Na + ) nodig. De verhoudingsformule wordt dan Na + 2O 2 - ofwel Na 2 O. 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 bestaat, heet aluminiumchloride en heeft de formule AlCl 3. (ga zelf na!) 14

15 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 + NH 4 + Ba 2+ Ca 2+ Cu 2+ Fe 2+ Hg 2+ Mg 2+ de meeste metaalionen zijn 2+ Al 3+ Au 3+ Cr 3+ Fe 3+ kationen naam kalium-ion natrium-ion zilver-ion ammonium-ion barium-ion calcium-ion koper-ion ijzer(ii)-ion kwik-ion magnesium-ion aluminium-ion goud-ion chroom-ion ijzer(iii)-ion ionformule F Cl Br I OH NO 2 NO 3 HCO 3 HSO 4 O 2 S 2 SO 3 2 SO 4 2 CO 3 2 PO 4 3 anionen naam fluoride-ion chloride-ion bromide-ion jodide-ion hydroxide-ion nitriet-ion nitraat-ion waterstofcarbonaation waterstofsulfaation oxide-ion sulfide-ion sulfiet-ion sulfaat-ion carbonaat-ion fosfaat-ion 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 NH 4 + ). 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! NH 4 Cl 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

16 sommige metalen kunnen meerdere soorten ionen vormen. Zie bijvoorbeeld Fe 2+ en Fe 3+. 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. (Fe 2+ (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. opdracht 1 Geef namen van a) CaCl 2 b) Na 2 O 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: CaOH 2 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 K 2 CO 3 (twee K + -en en één CO 3 2 ). opdracht 2 Geef verhoudingsformules van a) aluminiumnitraat; b) magnesiumfosfaat; c) natriumhydroxide; d) ammoniumfosfaat 1 a) calciumchloride; b) natriumoxide; c) Na 2 CO 3 ; d) FeSO 4 ; e) Ca(OH) 2 2 a) Al(NO 3 ) 3 ; b) Mg 3 (PO 4 ) 2 ; c) NaOH; d) (NH 4 ) 3 PO 4 16

17 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 (klik hoofdstuk 1 en dan opdracht 69 aan). opdracht 3 Hieronder staan drie vergelijkingen van het oplossen van een zout. Haal de verkeerde eruit: A) CaCl 2 (s) Ca 2+ (aq) + Cl 2 (aq) B) Mg(NO 3 ) 2 (s) Mg 2+ (aq) + 2 NO 3 (aq) C) Ba(OH) 2 (s) Ba 2+ (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 H 2 O dus niet voor! 3 vergelijking A) is fout. Er moeten losse Cl -ionen ontstaan. Correct is dus CaCl 2 (s) Ca 2+ (aq) + 2 Cl (aq) 17

18 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, 5 e 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 Ca 2+ (aq) + 2 PO 4 3 (aq) Ca 3 (PO 4 ) 2 (s) 18

19 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

20 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: spanning stroomster kte = 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

21 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 empirische wetten nieuwe 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

22 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 17 e 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 19 e 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 19 e 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 20 e 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

23 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 voor elke golf geldt, dat f = (met f = frequentie, v = 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, 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

24 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 20 e 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

25 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