Chemie Centraal/Stoffen, structuur en binding

Stoffen

De chemische verbinding alanine, bestaande uit de elementen Zuurstof (O), Waterstof (H), Koolstof (C) en Stikstof (N)

Alle dingen om je heen bestaan uit stoffen. Ook de lucht, de zee en de aarde bestaan uit stof. Toch is het niet gemakkelijk te definiëren. wat stof of materie precies is. Aangezien zich in een vacuüm geen materie bevindt, is materie alles wat ruimte inneemt en een volume heeft.

  Materie is de bouwsteen waaruit de (waarneembare) wereld is opgebouwd.

Materie kan men onderverdelen in elementen en verbindingen.

1. Elementen zijn opgebouwd uit één bepaalde stofsoort en kunnen niet ontbonden worden in andere stoffen. De elementen, specifieker chemische elementen genoemd, bestaan uit zeer kleine deeltjes, atomen genoemd, die niet met chemische middelen te splitsen zijn in kleinere deeltjes. Er is maar een beperkt aantal, ongeveer 120, verschillende scheikundige elementen (en dus ook atomen) bekend. Daarvan komen er 92 van nature op aarde voor.
2. Verbindingen zijn samengesteld uit twee of meer elementen. De kleinste bestanddelen van verbindingen, specifieker chemische verbindingen genoemd, die nog de eigenschappen van de verbinding hebben, heten moleculen. Deze moleculen bestaan zelf uit de atomen van de elementen waaruit de verbinding is opgebouwd. Er bestaan zeer veel chemische verbindingen, men kent meer dan 100.000 soorten.

Opmerking: de atomen van sommige elementen vormen ook moleculen, maar dan bestaande uit dezelfde soort atomen.

Uit het voorgaande kun je concluderen dat de meeste stoffen om ons heen bestaan uit verbindingen. Toch zijn er ook stoffen die je kent die uit elementen bestaan. Bijvoorbeeld de zuurstof en de stikstof in de lucht die je inademt. Maar ook een stuk ijzer of koper bestaat uit elementen.

Een mooi voorbeeld van een veel voorkomende verbinding, is water. Water is een verbinding van de elementen zuurstof en waterstof.

Nu we een aantal stoffen hebben leren kennen, is het tijd voor een paar definities.

  Een atoom is van ieder scheikundig element de kleinste nog als zodanig herkenbare bouwsteen

Atoom komt van het Griekse atomos, dat ondeelbaar betekent. Inmiddels weten we dat een atoom niet ondeelbaar is, maar opgebouwd is uit subatomaire deeltjes (en die bestaan zelf ook weer uit andere deeltjes).

  Een (chemische) verbinding is een chemische stof die bestaat uit twee of meer elementen

  Een molecuul is van iedere scheikundige verbinding de kleinste nog als zodanig herkenbare bouwsteen

Atomen

De atomen zijn grofweg in twee grote groepen in te delen, zoals je ook kunt zien in de tabel 2.1. Een heel grote groep atomen behoort tot de "metalen". Dit zijn bekende metalen zoals ijzer en koper, maar ook magnesium en silicium zijn metalen. Daarnaast staan, aan de rechterkant, de "niet-metalen". Daartoe behoren ook de belangrijkste atomen waar wij mensen uit zijn opgebouwd: koolstof, zuurstof en stikstof.

Atoommassa

  De atoommassa is de massa van een atoom, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (u)

  De atomaire massa-eenheid (u) is 1/12^e van de massa van één koolstof-12 atoom

1 u ≈ 1,6605402 × 10^-27 kilogram.

De atomaire massa-eenheid wordt ook wel de dalton (Da) genoemd naar de scheikundige John Dalton.

Subatomaire deeltjes

Een heliumatoom bestaande uit 2 neutronen (groen), 2 protonen (rood) en 2 elektronen (geel)

Weliswaar is een atoom chemisch ondeelbaar, maar het zijn de subatomaire deeltjes die de chemische mogelijkheden bepalen. In de huidige opvatting over de bouw van atomen, gaat men ervan uit dat een atoom bestaat uit een kern en een of meer elektronen.

De diameter van de kern is in de orde van grootte van 10^-14 meter (10 femtometer), variërend van 1,6 tot 15 femtometer (1 femtometer = 10^-15 meter). De kerndiameter is heel klein in vergelijking met de afmeting van een atoom die in de orde van groote is van 10^-10 meter (100 picometer) bedraagt. De diameter van het kleinste atoom is ca. 0,25 10^-10 meter en van het grootste ca, 3 10^-10 meter. De kern wordt omgeven door een wolk van elektronen.

De kern kan bestaan uit een of meer protonen, aangevuld met een of meer neutronen. Het enige element dat geen neutron bevat is een isotoop van waterstof, dat slechts uit één proton en één elektron bestaat.

  Een elektron is een elementair deeltje dat deel uitmaakt van een atoom, en een negatieve elektrische lading heeft.

Dit is een vereenvoudigde definitie; later zullen we zien dat bepaalde elektronen vrij kunnen bewegen van het ene naar het andere atoom. Het elektron wordt aangeduid met e^-. Het elektron weegt 9,109534×10^-31 kg en heeft een lading van 1,6022×10^-19 Coulomb.

  Een proton is een elementair deeltje dat deel uitmaakt van de atoomkern, en een positieve elektrische lading heeft

Een proton wordt aangegeven met Z. Een proton weegt 1,6726231×10^-27 kg en is daarmee 1800 keer zo zwaar als een elektron. Het proton heeft een lading van 1,6×10^-19 C (Coulomb).

  Een neutron is een elementair deeltje dat deel uitmaakt van de atoomkern, en geen elektrische lading heeft

Een neutron wordt aangeduid met N. Het neutron weegt 1,67493×10^-27 kg kg en is dus net iets zwaarder dan een proton.

Voor de eenvoud nemen we echter het volgende aan: neutronen en protonen zijn even zwaar en hebben een massa van 1 u (atomaire massaeenheid). De massa van een elektron kan verwaarloosd worden ten opzichte van het neutron of proton en die tellen we daarom niet mee.

Atoommodellen

In de loop der tijd heeft men verscheidene pogingen om de bouw van materie aan de hand van modellen over de bouw van atomen.

Atoommodel van Dalton

Het atoommodel van Dalton zegt dat een atoom een ondeelbare massieve bol is. John Dalton stelde de volgende regels op:

1. Alle materie is samengesteld uit kleine ondeelbare deeltjes: de atomen.
2. Elk element wordt gekarakteriseerd door de massa van het atoom; atomen van hetzelfde element hebben dezelfde massa en atomen van verschillende elementen hebben een verschillende massa.
3. Bij het ontstaan van nieuwe stoffen verandert alleen de manier waarop atomen met elkaar verbonden zijn; de atomen zelf veranderen niet.

Dit model bleek niet houdbaar, omdat bleek dat atomen wel degelijk deelbaar waren. Dit werd ontdekt door Joseph John Thomson, die een eigen model opstelde.

Atoommodel van Thomson

Het atoommodel van Thomson zegt dat een atoom bestaat uit een bol met een positieve lading, die uniform over de bol verdeeld is. De elektronen zijn verdeeld over de bol, maar op zo'n manier dat ze zo ver mogelijk van elkaar staan. Thomson ontdekte dat bij verwarming van een stuk metaal elektronen vrij kwamen. Dit kon hij aantonen doordat hij een elektrische stroom had gemeten. Hiermee haalde hij het atoommodel van Dalton onderuit. Uit de ontdekking van negatieve lading, moest geconcludeerd worden dat er ook positieve leiding in het atoom moest zijn. Maar ook dit model bleek niet overeenkomstig de werkelijkheid te zijn, wat aangetoond werd door Rutherford. Thomson kreeg toch de Nobelprijs voor Natuurkunde vanwege de ontdekking van elektronen.

Atoommodel van Rutherford

Het atoommodel van Rutherford vertelt ons dat een atoom bestaat uit een kleine massieve positief geladen kern met een wolk van elektronen er omheen.

Rond 1911 was vastgesteld dat het atoom bestond uit een aantal subatomaire deeltjes, protonen en elektronen. Het was echter nog niet duidelijk hoe het atoom uit deze deeltjes was opgebouwd.

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

Het model van Rutherford klopte uiteindelijk ook niet. Dit is omdat elektronen, die rondom de kern cirkelen, hun (kinetische) energie omzetten in straling. Door het verlies van energie zal het elektron langzamer worden en terugvallen op de kern. Een atoom is dus niet stabiel. We weten echter dat dit niet gebeurt, dus er moet een andere verklaring voor worden gevonden. Niels Bohr kwam met een verbetering van het model van Rutherford.

Atoommodel van Bohr

Volgens het atoommodel van Bohr houden de elektronen van een atoom zich op in een aantal schillen rondom de kern, en zenden daarin geen straling uit. De schillen hebben verschillende energieniveaus, en de elektronen in een schil hebben alle dezelfde energie die hoort bij het niveau van de schil. Hoe verder de schil van de kern ligt, hoe hoger het energieniveau is. Elke schil kan een beperkt aantal elektronen bevatten. De elektronen van een stabiel atoom zitten in de schillen met de laagst mogelijke energieniveaus.

Schillen worden volgens toenemende afstand tot de kern voorgesteld door: K, L, M, N, O, P en Q. Het rangnummer wordt het schilnummer 'n' genoemd. Een schil met rangnummer $n$ kan maximaal $2n^{2}$ elektronen bevatten, zoals aangegeven in de volgende tabel (deze regel is geldig van n=1 tot en met n=4, n=5,6,7 heeft maximaal 32 elektronen):

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

Elektronenverdeling van Barium

Zo heeft een natriumatoom elf elektronen. In de stabiele toestand zitten er dus bij natrium 2 elektronen in de K-schil, 8 in de L-schil en het laatste elektron zit in de M-schil. Een bariumatoom heeft 56 elektronen. In de stabiele toestand zitten er bij barium 2 elektronen in de K-schil, 8 in de L-schil, 18 in de M-schil, 18 in de N-schil, 8 in de O-schil en 2 in de P-Schil.

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

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

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

Niels Bohr kon echter twee zaken niet verklaren: Waarom zenden de elektronen geen straling uit en waarom zijn slechts bepaalde schillen toegestaan. Om deze zaken te verklaren, ontwikkelde eerst Arnold Sommerfeld een verfijning van het atoommodel en kwam later Erwin Schrödinger met een nogmaals verbeterd model.

Atoommodel van Sommerfeld

Arnold Sommerfeld en zijn assistent Peter Debye breidden het atoommodel van Bohr verder uit door naast cirkelvormige Bohr-banen ook ellipsvormige banen toe te staan. Voor het waterstofatoom en het helium-ion heeft dit voor het spectrum geen invloed, omdat beide soorten banen energetisch gelijk zijn. Voor atomen met meerdere elektronen neemt het aantal mogelijke energieniveaus echter toe, in overeenstemming met de ingewikkelde spectra van deze atomen, die niet genoeg verklaard konden worden met het atoommodel van Bohr.

Sommerfeld stelde voor dat een elektronenschil of hoofdenergieniveau samengesteld is uit subniveaus.

• Het aantal subniveaus in een hoofdschil is gelijk aan het nummer van die hoofdschil
• De subniveaus s, p, d en f hebben respectievelijk een maximale elektronenbezetting van 2, 6, 10 en 14, voorgesteld als s², p⁶, d¹⁰ en f¹⁴

Voor een los C-atoom zou de elektronenverdeling dan zijn:

K-schil s² en L-schil s² p² of kort 1s² 2s² p²

Dit model werd ontwikkeld naar aanleiding van de modellen rondom de banen van planeten van Kepler.

Golfmechanisch atoommodel

Een staande golf

Dit model verving de banen uit de vorige modellen, door een kans dat een elektron zich op een bepaalde plaats in het atoom bevindt. De basis voor dit model is de dualiteit, de gedachte dat deeltjes tegelijkertijd golven zijn en omgekeerd golven uit een of meer deeltjes bestaan. Door de dualiteit heeft een elektron een golflengte die afhangt van zijn massa en zijn snelheid. Ingevangen rond het atoom ontstaat een staand golfpatroon dat een orbitaal genoemd wordt.

Staande golven

Dit golfpatroon is goed te vergelijken met de staande trillingen die ontstaan op een trillende snaar of op het trommelvlies van een trommel. Dit zijn staande golven in één, respectievelijk twee dimensies. Deze patronen hebben altijd een aantal buiken -waar de trilling het hevigst is- en knopen -waar geen beweging plaats vindt. Twee naburige buiken zijn altijd in tegenfase (zie animatie).

Kansdichtheden

De orbitalen zijn een voorbeeld van een staand golfpatroon in drie dimensies en zij maken het mogelijk de kans te berekenen dat we een elektron in een bepaald gebied tegenkomen. De kans om een elektron aan te treffen heeft de hoogste dichtheid op de buiken van het patroon. De dichtheid (niet: de kans) gaat naar nul bij een knoop. In de buurt van een knoop zul je het elektron dus zelden aantreffen.

Omdat er een oneindig aantal punten is en maar één elektron is de kans om een deeltje in één bepaald punt aan te treffen altijd oneindig klein of nul. Dat is zelfs zo precies op een buik! Wel kunnen we de kans berekenen dat we een elektron in een eindig gebiedje (kubusje) aantreffen. Dan moeten we de kansdichtheid integreren in dat kubusje. Een eindig kubusje geeft altijd een eindige kans, zelfs al er een knoopvlak doorheen loopt, maar in de buurt van een buik krijgen we een veel grotere kans. Het elektron golfdeeltje ziet er dus min of meer uit als een wolk die op sommige plekken wat dichter is dan elders.

Hoe precies het elektron van de ene plek op de andere geraakt is een verkeerde vraag omdat het nu een keer niet alleen deeltje maar ook een golfje is.

De ruimtelijke verdeling van de kansdichtheid (ofwel: het golfpatroon) kan berekend worden met de Schrödingervergelijking, hoewel dat voor ingewikkelde moleculen niet eenvoudig is.

Orbitalen

Orbitalen

De naam orbitaal (ruwweg betekent het ronde baan) doet aan het atoommodel van Bohr denken. Uit de kwantummechanica leren we echter dat we de posities van de elektronen beter kunnen worden beschreven als kansverdelingen die mogelijk in de tijd variëren. Deze elektronenkansverdelingen (golffuncties genoemd) kunnen moeilijk in beeld worden gebracht: ze vormen zelfs als ze niet in de tijd variëren een driedimensionale functie. Een mogelijke weergave is een stippendiagram waarin een grote kans om het elektron aan te treffen wordt aangeduid met een grote stippendichtheid. In een platte representatie is zo'n diagram niet erg duidelijk.

Veel duidelijker is het om contourvlakken te maken die zo zijn gemaakt dat ze een zo klein mogelijk volume omsluiten dat 90% van de kansverdeling van de elektronenwolk omvat: deze vlakken worden het orbitaal genoemd.

Een orbitaal kan op die manier gezien worden als een afgebakende zone binnen een atoom die 90% van de 'elektronenwolk' van een elektron in het geïsoleerde atoom omvat. Het is het trefkansgebied van een elektron binnen de grenzen van het atoom.

Orbitaal vormen

De vorm van de verschillende orbitalen

Orbitalen komen in verschillende vormen, en op verschillende niveaus. De vormen worden aangeduid met letters, en de niveaus (schilnummers) met een cijfer dat voor de letter wordt geplaatst. Deze cijfers hebben te maken met het aantal knopen in het patroon

s

De eenvoudigste orbitaal is een "s" orbitaal. Deze is bolvormig.

De golffunctie van de laagste s orbitaal, de 1s, heeft overal hetzelfde teken, en daardoor is de orbitaal helemaal aaneengesloten. De grootste dichtheid van de kansverdeling ligt op de kern van het atoom (daar waar in de klassieke mechanica het elektron beslist niet kon komen), en de kans neemt af hoe verder we van de kern af komen.

De 2s en hogere golffuncties hebben knoopvlakken: vlakken waar de golffunctie door nul gaat. De knoopvlakken van de 2s, 3s enzovoorts zijn concentrische boloppervlakken.

p

De eerstvolgende vorm is de p-orbitaal. Deze vertoont een haltervorm, waarvan het knooppunt samenvalt met de atoomkern. De laagste p orbitaal is een 2p, dat dus 1 knoopvlak moet hebben. De buiken aan weerszijden van het knoopvlak zijn in tegenfase, dit wordt vaak aangeduid met een rode en een blauwe kleur. Het knoopvlak loopt midden tussen de twee armen van de halter. De drie mogelijke p-orbitalen van eenzelfde subniveau oriënteren zich in de ruimte volgens drie loodrecht op elkaar staande richtingen: p_x heeft een halter op de x-as, p_y heeft een halter op y-as en p_z heeft een halter op de z-as

Hogere p orbitalen (3p, 4p,...) hebben naast het knoopvlak tussen de halters ook nog knoopvlakken als de hogere s orbitalen, in de vorm van een bolschil.

d, f, g, h...

De d-, f-, en hogere orbitalen vertonen meer en meer ingewikkelde vormen, en beginnen met 2, 3, en meer knoopvlakken.

Eigenschappen van orbitaalfuncties

Heel belangrijk in de orbitaaltheorie is dat orbitalen wiskundig gezegd orthogonaal zijn. Dat wil zeggen dat als het product van de golffuncties van twee verschillende orbitalen f₁ en f₂ over de ruimte wordt geïntegreerd, deze integraal precies nul is:

$\int _{\bar {x}}f_{1}({\bar {x}})\cdot f_{2}({\bar {x}})d{\bar {x}}=0$

Verder geldt dat elke continue functie van de ruimtecoördinaat ${\bar {x}}$ kan worden geschreven als een lineaire combinatie van de oneindige serie van orbitalen.

Van deze eigenschappen van orbitaalfuncties wordt bij het maken van kwantummechanische berekeningen veelvuldig gebruikgemaakt.

Elementen

Edelgassen

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.

Edelgassen zijn daarom vrijwel niet reactief.

Alkalimetalen

Alkalimetalen behoren tot de elementen die in groep 1 van het periodiek systeem staan. Waterstof wordt hoewel het ook in groep 1 staat, niet tot de alkalimetalen gerekend. Alkalimetalen zijn lithium, natrium, kalium, rubidium, cesium en francium. De alkalimetalen hebben alleen een elektron in de buitenste schil. Ze kunnen vrij makkelijk in de edelgasconfiguratie komen door een elektron af te staan en hebben daarvoor weinig energie nodig. De alkalimetalen vormen makkelijk zouten met de halogeniden. De alkalimetalen reageren heel makkelijk met zuurstof. Elementaire alkalimetalen vindt men dan ook niet snel in de natuur. Puur natrium en kalium moet men bewaren in olie, zodat ervoor gezorgd wordt, dat het niet kan reageren met zuurstof en water.

Natrium

Natrium is een scheikundig element met symbool Na en atoomnummer 11. Het is een zilverkleurig alkalimetaal. Natrium komt in de natuur alleen voor als verbinding. De bekendste stoffen met natrium, kent men als keukenzout (natriumchloride). Puur natrium kan men krijgen door natriumhydroyide met elektrolyse in natrium om te zetten.

Natrium mag niet in contact komen met zuurstof en water. Natriumpoeder zal ontbranden ale het met water in contact komt.

Als Na een elektron afstaat schrijf je het als Na⁺.

Proef: Reactie van natrium met water
Benodigdheden: blokje natrium en een bekerglas met water Stop het blokje natrium in het water en bekijk wat gebeurt. De reactie die verloopt is de volgende: 2 Na(s) + 2 H2O --> 2 Na+(aq) + 2 OH -(aq) + H2(g) + warmte De warmte en de waterstof dat vrijkomt zal er voor zorgen dat het volgende gebeurt: smelten van natrium ontsteken van het ook gevormde waterstof koken van natrium
Wat heb ik geleerd:

Kalium

Kalium is een scheikundig element met symbool K en atoomnummer 19. Het is een zilverwit alkalimetaal. Kalium wordt op de gelijke manier als natrium verkregen door elektrolyse van kaliumhydroxide. Kalium komt in de natuur niet in de zuivere metaalvorm voor, maar uitsluitend in verbindingen met andere elementen. Kalium reageert met de zuurstof in de lucht en reageert heftig met water. Daarom moet het zuivere (metallische) kalium onder petroleum worden bewaard.

Wanneer K een elektron afgeeft wordt het geschreven als K⁺, dat is het kalium-ion.

Bekende stoffen met kalium zijn kaliumnitraat (als explosief), kaliumcarbonaat (voor de productie van glas) en kaliumoxide, kaliumchloride en kaliumsulfaat (als meststof).

Rubidium, Cesium, Francium

De eigenschappen van de zwaardere alkalimetalen Rb, Cs en Fr zijn nog wat extremer dan die van de lichtere. De reactie met water kan beter vermeden worden, omdat het gemakkelijk tot ontploffingen komt. De smeltpunten van deze elementen zijn erg laag. Cesium smelt net boven kamertemperatuur. Francium is een sterk radioactief element dat alleen als vervalproduct in sporen voorkomt in uranium erts. Het is te reactief om het op macroscopische schaal te isoleren.

Isotopen

  Isotopen zijn verschillende atomen van het gelijke element, die het gelijke aantal protonen hebben, maar een verschillend aantal neutronen

Zo kan je dus zeggen dat niet alleen elk scheikundig element een andere atoommassa heeft, maar dus ook elke isotoop.

De isotopen van waterstof zijn:

• Waterstof met 1 proton en 1 elektron. De atoommassa is ongeveer 1.
• Deuterium met 1 proton, 1 neutron en 1 elektron. De atoommassa is ongeveer 2
• Tritium met 1 proton, 2 neutronen en 1 elektron. De atoommassa is ongeveer 3.

• 
  waterstof
• 
  deuterium
• 
  tritium

Een ander voorbeeld waar je wel eens wat meer van hoort, zijn de isotopen van koolstof. De meest voorkomende koolstof heeft een atoommassa van ongeveer 12, maar er bestaat ook een isotoop van ongeveer 14.

Verbindingen

Deze twee groepen kunnen weer verbindingen met elkaar aangaan. Zo kunnen metalen binden met metalen, kunnen niet-metalen binden met niet-metalen, maar metalen kunnen ook binden met niet-metalen! De eerste groep verbindingen wordt die van de legeringen genoemd. Brons (een verbinding van koper en tin, twee metalen) is hier een voorbeeld van. Het vertoont veel dezelfde eigenschappen als pure metalen zoals ijzer en aluminium, het geleidt namelijk elektriciteit en warmte.

De groep verbindingen van alleen niet-metalen heet die van de moleculaire verbindingen. Er wordt een stof gevormd waarbij deze te splitsen is in heel kleine deeltjes, die nog wel dezelfde eigenschappen heeft als de hele stof. Moleculen zijn dat. Deze moleculen bestaan uit veel of weinig atomen, die met lijntjes, bindingen, aan elkaar getekend kunnen worden. Zo kun je een van de simpelste voorbeelden, water, opsplitsen tot je H₂O overhoudt, wat je kunt tekenen als H-O-H. Je ziet dat hier het atoom gesymboliseerd wordt door een letter. Dat is een afkorting, waarbij de O voor het atoom zuurstof (van het Latijn Oxygenium) staat en de H voor waterstof (latijn: Hydrogenium).

De derde groep is die van de zouten. Dat is een verbinding van een of meer metalen met een of meer niet-metalen of zelfs een heel molecuul van niet-metalen. Het beste voorbeeld kent natuurlijk iedereen, keukenzout. Dat bestaat uit natrium (Na), een metaal, en chloor (Cl) een niet-metaal.

Moleculaire massa

  De moleculaire massa of molecuulmassa is de massa van één molecuul van een stof, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (u)

  De mol is de hoeveelheid stof (materie) van een systeem dat evenveel deeltjes bevat als er atomen zijn in 12 gram koolstof-12

Het aantal deeltjes dat in één mol gaat, is gelijk aan N_A mol, waarin N_A de constante van Avogadro is. Deze is ongeveer gelijk aan 6,02214 x 10²³ per mol