Begrippen & definities
Inhoudsopgave
A B C D E F G H I J K L M N O P Q R S T U V W X Y Z
Aardalkali metalen
De elementen in de tweede kolom van links vallen allemaal binnen deze reeks. Deze elementen zijn over het algemeen wit en verschillen in kleurschakeringen of kleurzweem. Ze zijn vervormbaar, extrudeerbaar en bewerkbaar. Deze elementen kunnen worden gemaakt tot staven, draad en plaat. De aardalkali metalen zijn ook minder reactief dan de alkalimetalen en ze hebben hogere smelt- en kookpunten.
De aardalkalimetalen zijn zilverkleurige, zachte metalen met een lage dichtheid die gemakkelijk reageren met halogenen om zo ionische zouten te vormen. Ook reageren ze met water hoewel niet zo snel als de alkalimetalen, om zo sterk alkalische (basische) hydroxiden te vormen. Waar natrium en kalium bijvoorbeeld bij kamertemperatuur reageren met water, reageert magnesium alleen met stoom en calcium alleen met heet water.
Alle aardalkalimetalen hebben twee elektronen in hun buitenste schil dus de energetische voorkeurstoestand om een gevulde elektronenschil te bereiken is om twee elektronen te verliezen om zo dubbel geladen positieve ionen te vormen.
Alkalimetalen
De alkalimetalen zijn de elementen in de eerste kolom van links van het periodiek systeem: lithium, natrium, kalium, rubidium, cesium en francium, Met uitzondering van francium zijn deze metalen allemaal zacht en zilverkleurig.
Ze kunnen gemakkelijk worden gesmolten en te vervluchtigen. Hun smelt- en kookpunten worden bij toenemende atoommassa lager. Het zijn de sterkste elektropositieve metalen. Deze elementen reageren zeer heftig met water.
De alkalimetalen zijn zilverkleurig (cesium heeft een gouden tint), zachte metalen met een lage dichtheid. Ze reageren gemakkelijk met halogenen om zo ionische zouten te vormen en met water om sterk alkalische (basische) hydroxiden te vormen. Deze elementen hebben allemaal één elektron in hun buitenste schil dus de energetische voorkeurstoestand van een gevulde buitenste schil is door één elektron te verliezen om zo een enkelwaardig geladen positief ion of kation te vormen.
Waterstof, met een enkel elektron, wordt meestal bovenaan groep 1 van het periodiek systeem gezet maar wordt niet als een alkalimetaal beschouwd. Het bestaat eerder van nature als een diatomisch gas. Het verwijderen van zijn enkele elektron vereist aanzienlijk meer energie dan het verwijderen van het buitenste elektron voor de alkalimetalen. Net als bij de halogenen is er slechts één extra elektron nodig om de buitenste schil van waterstof te vullen dus waterstof kan zich in sommige omstandigheden als een halogeen gedragen en het negatieve hydride-ion vormen. Er zijn binaire verbindingen van hydride met de alkalimetalen en sommige overgangsmetalen bekend. Onder extreem hoge druk, zoals bijvoorbeeld in de kern van Jupiter, wordt waterstof metaalachtig en gedraagt het zich als een alkalimetaal.
Absorptiespectrum
Het absorptiespectrum van een materiaal toont de fractie van de invallende magnetische straling die door het materiaal wordt geabsorbeerd over een reeks frequenties. Een absorptiespectrum is in zekere zin het tegenovergestelde van een emissiespectrum.
Elk chemisch element heeft absorptielijnen op verschillende specifieke golflengtes die overeenkomen met de verschillen tussen de energieniveaus van zijn atomaire orbitalen.
Een object dat bijvoorbeeld blauw, groen en geel licht absorbeert wordt rood weergegeven onder wit licht. Absorptiespectra kunnen daarom worden gebruikt om elementen te identificeren die aanwezig zijn in een gas of vloeistof.
Deze methode wordt gebruikt om de aanwezigheid van elementen in sterren en andere gasvormige objecten af te leiden die niet direct kunnen worden gemeten.
Actiniden – actinoïden
De IUPAC beveelt de naam “actinoïde”aan in plaats van actinide. Het achtervoegsel “-de” geeft in het algemeen negatieve ionen aan terwijl het achtervoegsel “-oïde” gelijkenis aangeeft met een van de leden van een bevattende familie van elementen.
De veertien elementen in de onderste rij van de binnenste transitie-elementen van het periodiek systeem die volgen op het element actinium (89). Sommige referentiebronnen bevatten actinium in deze serie, andere niet. Voor deze elementen is de orbitaal 5f de vullende orbitaal. Deze serie is een subreeks van de transitiemetalen. Alle actiniden zijn radioactief.
Alleen thorium en uranium komen van nature voor in de aardkorst in meer dan sporenhoeveelheden. Van neptunium en plutonium is bekend dat ze van nature in sporen hoeveelheden voorkomen in uraniumertsen als gevolg van verval of bombardementen. De overige actiniden werden ontdekt in nucleaire neerslag of werden gesynthetiseerd in deeltjesversnellers. De tweede helft van de serie heeft buitengewoon korte halfwaardetijden.
Abundantie
Abundantie in de context van isotopen in het periodiek systeem verwijst naar het natuurlijke voorkomen: de prevalentie van verschillende isotopen van een element zoals die van nature in de Aarde voorkomen. De gewogen (door natuurlijke abundantie) gemiddelde massa van deze isotopen is het atoomgewicht vermeld in het periodiek systeem. De abundantie van een element varieert van planeet tot planeet.
Percentage natuurlijke abundantie verwijst naar de relatieve verhoudingen, uitgedrukt als percentage per getal, waarin isotopen van een element in natuurlijke bronnen worden aangetroffen.
“Synthetisch” verwijst naar een synthetisch isotoop, dat wil zeggen een radionuclide die niet in de natuur voorkomt. Er bestaat geen natuurlijk proces of mechanisme dat het produceert of het is zo instabiel dat het in zeer korte tijd vervalt. Voorbeelden zijn onder meer Technetium-95 en Promethium-146. Veel van deze worden gevonden in en gewonnen uit verbruikte splijtstofstaven. Sommigen moeten worden vervaardigd in deeltjesversnellers.
Allotroop
Een allotroop is een variant van een stof die uit slechts één type atoom bestaat. Het is een nieuwe moleculaire configuratie met nieuwe fysische eigenschappen. Allotropen van een bepaalde stof zullen vaak aanzienlijke verschillen tussen elkaar hebben. Over het algemeen zal de ene allotroop veel meer voorkomen dan de andere.
Zuurstof heeft drie bekende allotropen, O2, dat veel meer voorkomt dan O3, ozon en O4, tetrazuurstof.
Fosfor komt voor in minstens 3 allotrope vormen: rood, zwart (of paars/violet), wit (of geel). Rode en witte fosfor zijn de meest voorkomende. Ze bestaan beiden uit tetraëdrisch gerangschikte groepen van vier fosforatomen. De tetraëdische rangschikkingen in rode fosfor zijn verbonden in ketens terwijl die in witte fosfor gescheiden zijn. Zwart fosfor is gerangschikt in tweedimensionale hexagonale vellen, net als grafiet. Wit fosfor reageert onmiddellijk met lucht, oxideert en produceert fosforpentoxide, P2O5.
Koolstof heeft het grootste aantal allotropen. Er zijn er tot nu toe 8 bekend. Het bezit allotropen die het meest radicaal van elkaar verschillen, variërend van zacht tot hard, ondoorzichtig tot transparant, ruw tot glad, goedkoop tot duur. Deze allotropen omvatten de amorfe koolstof allotroop, koolstof nanoschuim, koolstof nanobuisjes, de diamant allotroop, fullereen-allotroop, grafiet, lonsdaleiet en ceraphiet-allotroop. Steenkool en roet zijn beiden vormen van amorfe koolstof, een van de meest voorkomende koolstofallotropen. Diamant is een allotroop waarin atomen zijn verbonden in een 3D kristallijn netwerk van covalente koolstofverbindingen. Diamant is natuurlijk erg duur, zeldzaam en sterk. Koolstof fullerenen behoren tot de sterkste en lichtste materialen die we kennen. Koolstof nanoschuim heeft een extreem lage dichtheid, slechts een paar keer zwaarder dan lucht.
Amalgaam
Een legering die kwik bevat.
Amorf
Een vaste stof die geen herhalende, regelmatige driedimensionale rangschikking van atomen, moleculen of ionen heeft.
Aqua regia – koningswater
Aqua regia is een sterk bijtende rokende gele of rode oplossing. Het is een mengsel van (meestal) 1 deel salpeterzuur (HNO3) en 3 delen zoutzuur (HCl). Het is een van de weinige reagentia die goud en platina kunnen oplossen.
Aqua regia is op zichzelf zeer corrosief en het is ook betrokken bij verschillende explosies als gevolg van verkeerd gebruik en het mag niet worden gebruikt tenzij er geen andere technieken voorhanden zijn.
Door de reactie tussen de componenten die resulteert in een ontleding verliest aqua regia snel zijn reactiviteit. Daarom mogen de componenten alleen direct voor gebruik worden gemengd.
Atomaire massa unit – Amu
Een atomaire massa unit is gelijk aan 1/12de van de massa van een koolstof-12 kern en die is 1,66053873 * 10-27 kg (met een onzekerheid van 0,00000013 * 10-27 kg).
Atoom
De kleinst mogelijke eenheid materie die nog steeds de identiteit van een element behoudt tijden chemische reacties. Atomen bevatten een of meer protonen en neutronen (behalve waterstof dat normaal geen neutronen bevat) in een kern waarin een of meer elektronen omheen draaien.
Atoommassa
Een atoomgewicht (relatieve atoommassa) van een element uit een gespecificeerde bron is de verhouding van de gemiddelde massa per atoom van het element tot 1/12de van de massa van 12C in zijn nucleaire en elektrische grondtoestand.
Een steekproef van een element bestaat uit een of meer isotopen van dat element. Elke isotoop heeft een ander gewicht. De relatieve hoeveelheden van elke isotoop voor elk element vertegenwoordigen de isotoopverdeling van dat element. Het atoomgewicht is het gemiddelde van de isotoopgewichten voor de isotopenverdeling en uitgedrukt op de 12C-schaal zoals hierboven vermeld.
De standaard atoomgewichten zijn van toepassing op de elementen zoals ze van nature op Aarde vorkomen, en de onzekerheden houden rekening met de isotopische waarde die in de meeste laboratoriummonsters wordt aangetroffen.
Atoomnummer
Het atoomnummer is gelijk aan het aantal protonen in de kern van het atoom. Het atoomnummer bepaalt welk element een atoom is. Elk atoom dat precies 47 protonen in zijn kern heeft is bijvoorbeeld zilver.
Het aantal neutronen in een atoom kan veranderen. Als dit gebeurt wordt gezegd dat het een ander isotoop van het element is geworden.
Baryon
In de deeltjesfysica zijn de baryonen een familie van subatomaire deeltjes, waaronder het proton en het neutron (gezamenlijk nucleonen genoemd), evenals een aantal instabiele, zwaardere deeltjes (hyperonen). De term “baryon” is afgeleid van het Griekse “barys” wat “zwaar” betekent. Deze deeltjes zijn namelijk zwaarder dan de andere hoofdgroepen van deeltjes.
Base
Chemisch gezien kunnen basen gezien worden als het tegenovergestelde van zuren. Een reactie tussen een zuur en een base wordt neutralisatie genoemd. Basen en zuren worden als tegenpolen gezien omdat het effect van een zuur is dat het de concentratie aan hydronium-ionen (H3O+) in water verhoogt terwijl basen deze concentratie verlagen. Basen reageren met zuren om zo water en zouten (of hun oplossingen) te produceren.
Een zwakke base is een chemische base die niet volledig ioniseert in een waterige oplossing. Omdat basen protonenacceptoren zijn kan een zwakke base ook worden gedefinieerd als een chemische base waarin protonering onvolledig is. Dit resulteert in een relatief lage pH-waarde in vergelijking met sterke basen. Basen variëren van een pH hoger dan 7 (7 is neutraal, zoals zuivere water) tot 14 (hoewel er basen zijn met ene pH > 14).
Een sterke base is een base die volledig hydrolyseert waardoor de pH van de oplossing stijgt naar 14. Sterke basen tasten net zoals sterke zuren levend weefsel aan en veroorzaken ernstige brandwonden.
Binnenste transitiemetalen
Dit zijn de 30 elementen van de lanthanoïden en actinoïden die weer deelreeksen zijn van de transitiemetalen.
Bohr – Rutherford model
Niels Bohr introduceerde in 1913 zijn model waarin het atoom een kleine, positief geladen kern is omgeven door elektronen die in cirkelvormige banen omheen reizen, vergelijkbaar in structuur met het zonnestelsel, maar in plaats van zwaartekracht zorgen elektrostatische krachten voor de aantrekking.
Aangezien het model van Bohr een op kwantumfysica gebaseerde aanpassing is van het Rutherford-model combineren veel bronnen deze twee waarbij dan verwezen wordt naar het Bohr-Rutherford model.
Carcinogeen
Een kankerverwekkende stof is elke stof of middel dat kanker bevordert. Kankerverwekkende stoffen kunnen kanker veroorzaken door het cellulaire metabolisme te veranderen of door DNA rechtstreeks in cellen te beschadigen, wat de normale biologische processen verstoort.
Celsius
Deze schaal voor het meten van temperatuur wordt internationaal gebruikt. In deze schaal is het vriespunt van water 0 graden en het kookpunt op zeeniveau 100 graden. Om van Celsius om te rekenen naar Fahrenheit vermenigvuldig je de temperatuur in Celsius met 1,8 en tel je bij dit product 32 op (F = C * 1,8 + 32). Om van Fahrenheit naar Celsius te converteren trek je 32 af en deel je deze waarde vervolgens door 1,8 ( C = (F – 32) / 1,8).
Covalente binding
Een covalente binding of atoombinding is een chemische binding tussen atomen, waarin de atomen een of meer gemeenschappelijke elektronenparen hebben. Atomen van niet-metalen gaan met elkaar covalente bindingen aan. Deze vorm van chemische binding vormt moleculen en samengestelde ionen. De vuistregel is dat volgens de definitie van Linus Pauling een covalente binding optreedt bij een verschil (ΔEN) in elektronegatieve waarde (EN) kleiner dan 1,6 à 1,7 tussen de samenstellende atomen.
D
Edelgas
De edelgassen zijn de elementen die behoren tot groep 18 van het periodiek systeem. Deze elementen zijn bijzonder niet-reactief maar ze zijn niet volledig niet-reactief aangezien er verbindingen zijn gesynthetiseerd die deze elementen bevatten. Chemisch gezien zijn ze erg stabiel omdat ze het maximale aantal valentie-elektronen in hun buitenste schil hebben. Valentie-elektronen zijn de buitenste elektronen van een atoom en zijn normaal gesproken de enige elektronen die kunnen deelnemen aan een chemische binding. Volgens de atoomtheorie die is afgeleid van de kwantummechanica en experimentele trends zijn atomen met ene volledig gevulde buitenste schil buitengewoon stabiel en vormen ze daarom geen chemische bindingen. Er zijn geen natuurlijk voorkomende verbindingen die uit deze elementen zijn opgebouwd.
Ze vertonen allemaal een extreem lage chemische reactiviteit en er zijn zeer weinig edelgasverbindingen bekend. Er zijn nog geen conventionele verbindingen van helium of neon gemaakt. Wel is bekend dat xenon en krypton enige reactiviteit vertonen in het laboratorium. Recent zijn ook argonverbindingen met succes gekarakteriseerd. Het gebrek aan reactiviteit van de edelgassen kan worden verklaard door het feit dat ze een “volledig valentieschil” hebben. Ze hebben weinig neiging om elektronen te winnen en ze hebben verwaarloosbare elektronegativiteiten. De edelgassen hebben hoge ionisatie-energieën en verwaarloosbare elektronegativiteiten. De edelgassen hebben zeer zwakke interatomaire aantrekkingskrachten en bijgevolg zeer lage smeltpunten en kookpunten. Daarom zijn het onder normale omstandigheden allemaal mono-atomaire gassen.
In het dagelijks leven worden edelgassen voornamelijk toegepast in verlichting. Argon wordt vaak gebruikt als een geschikte en inerte atmosfeer voor de binnenkant van gloeilampen. Ook wordt het gebruikt als inerte atmosfeer bij de synthese van lucht- en vochtgevoelige verbindingen (als alternatief voor stikstof). Sommige edelgassen gloeien bij gebruik in verlichtingsbuizen, denk aan de neonreclames. Helium wordt vanwege zijn niet-reactiviteit (vergeleken met brandbare waterstof) en lage massa vaak gebruikt in ballonnen. Tijdens het lassen worden helium en argon heel vaak gebruikt om een lasboog en het omringende basismetaal af te schermen van de atmosfeer tijdens het lassen. Krypton wordt ook gebruikt in lasers die door artsen bij oogchirurgie worden gebruikt.
Elektron
Elektronen zijn negatief geladen deeltjes die de atoomkernen omringen. Elektronen werden in1897 door J.J. Thomson ontdekt.
Aangenomen wordt dat het aantal elektronen dat in het bekende heelal voorkomt tenminste 1079 bedraagt. Dit komt neer op een gemiddelde dichtheid van ongeveer één elektron per kubieke meter ruimte.
Elektronegativiteit
Elektronegativiteit is een maat voor het vermogen van een atoom of een molecuul om elektronen aan te trekken in de context van een chemische binding. Het type binding dat wordt gevormd wordt grotendeels bepaald door het verschil in elektronegativiteit tussen de betrokken atomen. Atomen met een vergelijkbare elektronegativiteit zullen een elektron met elkaar delen en een covalente binding vormen. Als het verschil echter te groot is wordt het elektron permanent overgebracht naar één atoom en vormt zich een ionische binding. Bovendien zal in een covalente binding een polaire covalente binding ontstaan als het ene atoom iets harder trekt dan het andere.
Geen elektronegativiteitsverschil tussen twee atomen leidt tot een zuivere niet-polaire covalente binding. Een klein verschil in elektronegativiteit leidt tot een polaire covalente binding. Een groot verschil in elektronegativiteit leidt tot een ionische binding.
Element
Een van de 118 momenteel bekende stoffen die niet door chemische reactie kunnen worden afgebroken tot een eenvoudigere stof. Elementen omvatten alle materie op en boven het atomaire niveau. Alle elementen zwaarder dan lood (Pb) zijn radioactief en instabiel. Bovendien zijn er geen stabiele elementen met een oneven aantal protonen en neutronen die zwaarder zijn dan stikstof (N). Elementen met een even aantal protonen en een even aantal neutronen vormen ongeveer 90% van de aardkorst.
Emissiespectrum
Het emissiespectrum van een element is de relatieve intensiteit van elektromagnetische straling van elke frequentie die het uitzendt wanneer het wordt verwarmd (of meer in het algemeen wanneer het wordt geëxciteerd).
Wanneer de elektronen in het element worden aangeslagen, springen ze naar hogere energieniveaus. Terwijl de elektronen terugvallen naar hun oorspronkelijke energietoestand en de aangeslagen toestand weer verlaten wordt er energie uitgezonden waarvan de golflengte verwijst naar discrete lijnen van het emissiespectrum. (Merk echter op dat de emissie zich uitstrekt over een reeks frequenties, een effect dat spectraallijnverbreding wordt genoemd).
Het emissiespectrum kan worden gebruikt om de samenstelling van een materiaal te bepalen, aangezien dit voor elk element van het periodiek systeem anders is. Een voorbeeld is het identificeren van de samenstelling van sterren door het ontvangen licht te analyseren.
Een absorptiespectrum treedt op als licht door een koud, verdund gas gaat en atomen in het gas met karakteristieke frequenties absorberen. Aangezien het onwaarschijnlijk is dat het opnieuw uitgezonden licht in dezelfde richting wordt uitgezonden als het geabsorbeerde foton ontstaan er donkere lijnen (afwezigheid van licht) in het spectrum. Het licht dat wordt uitgezonden door een aangeslagen atoom kan niet naar de waarnemer worden gericht, dus het lijkt alsof het licht ontbreekt in het continue spectrum.
Fahrenheit
De temperatuurschaal waarbij 32 graden het vriespunt is van water en 212 graden het kookpunt van water (bij 760 mm Hg op zeeniveau). Om van Fahrenheit naar Celsius om te rekenen trek je 32 af en deel je vervolgens door 1,8 (C = (F – 32 / 1,8). Om van Celsius naar Fahrenheit om te rekenen vermenigvuldig je de temperatuur in Celsius met 1,8 en tel je er daarna 32 bij op (F = C * 1,8+32).
Deze temperatuurschaal is vernoemd naar G.D. Fahrenheit (1686 – 1736). Deze Duitse natuurkundige was de gene die het gebruik van kwik in thermometers introduceerde in plaats van alcohol. Vanwege gezondheidsrisico’s die verband houden met kwik zijn dergelijke thermometers voor consumenten in Nederland verboden en worden alcoholthermometers opnieuw populairder.
Gammastraling
Gammastralen hebben extreem korte golflengtes en ze produceren een zeer hoogenergetische elektromagnetische straling. Gammastralen zijn afkomstig van de atoomkern en vergezellen normaal gesproken alpha- en bètadeeltjes als onderdeel van de emissies van het radioactieve verval van een atoom en gaan altijd gepaard met kernsplijting. Omdat gammastralen energie zijn en geen materie zijn ze zeer doordringend en kunnen ze schade toebrengen aan dierlijk en plantaardig weefsel. Gammastralen worden geabsorbeerd door extreem dichte materialen zoals lood (Pb) en verarmd uranium (U).
Gammastralen, röntgenstralen, zichtbaar licht en ultraviolette straling zijn allemaal vormen van elektromagnetische straling. Het enige verschil is de frequentie en daarmee de energie van de fotonen. Gammastralen zijn het meest energetisch.
De krachtige aard van gammastralen heeft gezorgd voor nuttige toepassingen zoals het steriliseren van medische apparatuur door bacteriën te doden. Ze worden ook gebruikt om bacteriën en insecten te doden in voedingsmiddelen en dan met name vlees en groenten, om zo de versheid te behouden.
Ondanks hun kankerverwekkende eigenschappen worden gammastralen ook gebruikt om sommige soorten kanker te behandelen. Bij gammachirurgie worden meerdere geconcentreerde bundels gammastralen gericht op de tumor om zo de kankercellen te doden. De stralen worden vanuit verschillende hoeken gericht om de straling te focussen en de schade aan de omliggende weefsels te minimaliseren.
Groepen
Groepen zijn de verticale kolommen waarin elementen zijn gerangschikt in het periodiek systeem der elementen. Er zijn drie algemene nummeringssystemen voor deze groepen:
Het nieuw IUPAC-systeem dat elke kolom nummert met Arabische cijfers van 1 tot 18. Dit is het systeem dat op deze website wordt gebruikt.
Het oude IUPAC-systeem dat kolommen met Romeinse cijfers labelde gevolgd door de letter A of B. Kolommen werden opgedeeld zodat de kolommen 1 t/m 7 werden genummerd van IA tot en met VIIA en de kolommen 8 tot en met 10 werden gelabeld VIIIA, kolommen 11 tot en met 17 werden genummerd IB tot en met VIIB en kolom 18 werd gelabeld als VIII.
Het CAS-systeem dat ook Romeinse cijfers gebruikte gevolgd door een A of B. Bij deze methode werden echter kolommen 1 en 2 aangeduid als IA en IIA, kolommen 3 tot en met 7 als IIIB tot en met VIB, kolom 8 tot en met 10 als VIII, kolommen 11 en 12 als IB en IIB en kolommen 13 tot en met 18 als IIIA tot en met VIIIA.
Vanwege de verwarring tussen het oude IUPAC- en het CAS-systeem heeft de IUPAC een nieuw systeem opgezet.
Elementen zijn in deze groepen gerangschikt volgens hun vergelijkbare eigenschappen. Alle elementen in groep 1 zijn bijvoorbeeld alkalimetalen. Ze hebben maar één elektron in de buitenste schil en ze zijn daardoor zeer reactief. Elementen in groep 17 zijn allemaal halogenen. Ze hebben allemaal zeven elektronen in de buitenste schil (twee p niveau s en vijf op niveau p). Ze zijn ook erg reactief omdat ze zeven elektronen in de buitenste schil hebben en gemakkelijk een elektron accepteren om de configuratie te bereiken met het ideale aantal van acht elektronen in de buitenste schil. Groep 18 elementen hebben achter allemaal een complete buitenste schil met acht elektronen. Deze edelgassen zijn zeer stabiel en reageren onder normale omstandigheden niet om verbindingen te vormen.
Halogenen
De reactieve niet-metalen die in groep 17 van het periodiek systeem zitten noemen we de halogenen. Al deze elementen zijn elektronegatief. De halogenen vertonen een aantal trends wanneer ze naar beneden gaan in de groep. Zo zien we bijvoorbeeld een afnemende elektronegativiteit en reactiviteit en een stijgen smelt- en kookpunt.
De halogenengroep bestaat uit de elementen fluor, chloor, broom, jood en astatine.
De naam “halogeen” betekent “zoutvormend”. Halogenen reageren met metalen om binaire ionische verbindingen te vormen. Bij kamertemperatuur en druk zijn fluor en chloor gassen, is broom een vloeistof en zijn jodium en astatine vaste stoffen. Groep 17 is daarom de enige groep in het periodiek systeem die alle drie de aggregatietoestanden van stoffen vertoont.
Halogenen zijn zeer reactief en kunnen als zodanig in voldoende hoeveelheden schadelijk of dodelijk zijn voor biologische organismen. Deze hoge reactiviteit is te wijten aan het feit dat hun atomen één elektron te kort komen om de buitenste schil helemaal te vullen. Ze kunnen dit ontbrekend elektron verkrijgen dor te reageren met atomen van andere elementen. Fluor is het meest reactieve element dat er bestaat, het tast inerte materialen zoals glas aan e het vormt verbindingen met de zwaardere edelgassen. Het is een bijtend en zeer giftig gas. De reactiviteit van fluor is dusdanig dat het, indien gebruikt of opgeslagen in laboratoriumglaswerk, kan reageren met glas in de aanwezigheid van kleine hoeveelheden water. Er ontstaat dan SiF4. Fluor moet dus gehanteerd worden in materialen zoals teflon, extreem droog glas of metalen zoals koper of staal die een beschermende laag fluoride op hun oppervlak vormen.
Zowel chloor als broom worden gebruikt als ontsmettingsmiddel voor drinkwater, zwembaden, verse wonden, vaatwerk en oppervlaktes. Ze doden bacteriën en andere potentieel schadelijke micro-organismen door middel van een proces dat we sterilisatie noemen. Hun reactiviteit wordt ook gebruikt bij het bleken. Chloor is het actieve ingrediënt van de meeste bleekmiddelen en wordt gebruikt bij de productie van de meeste papiersoorten.
Ion
Een atoom dat een of meer elektronen heeft gewonnen of verloren en dat een positieve (kation) of negatieve (anion) lading heeft.
Ionbinding
Een ion- of ionenbinding, ook wel elektrovalente of heteropolaire binding genoemd, is een binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen een negatief en een positief geladen ion. De binding is alleen mogelijk tussen atomen met een groot verschil in elektronegativiteit. In de praktijk gaat het dan om bindingen tussen atomen met een metaalkarakter en atomen met een niet-metaalkarakter. De aantrekkingskracht van de ionen is de belangrijkste drijvende kracht. De sterkste ionbinding komt, praktisch gezien, voor in cesiumfluoride, omdat cesium en fluor het grootste verschil vertonen in elektronegativiteit, respectievelijk 0,79 en 3,98.
Isotoop
Atomen met hetzelfde aantal protonen maar een verschillend aantal neutronen worden isotopen genoemd.
Hoewel het aantal protonen en elektronen constant blijft in het neutrale atoom kan het aantal neutronen variëren binnen verschillende atoomsoorten van hetzelfde element. Als gevolg hiervan kan de atoommassa voor een atoom verschillen van een ander atoom van hetzelfde element als het aantal neutronen varieert.
Atomaire massa moet rekening houden met alle mogelijke soorten of nucliden (isotopen) van een atoom. Koolstof 12 met zijn 6 neutronen is verreweg de meest voorkomende isotoop van koolstof. In werkelijkheid is er een koolstof 14 met acht neutronen en een atoommassa van 14. Er is ook een koolstof 11 die slechts 5 neutronen heeft.
IUPAC
International Union of Pure and Applied Chemists. Het is de normalisatie-instelling die onder meer aanbevelingen doet met betrekking tot de namen van nieuw ontdekte elementen en andere chemie gerelateerde normen opstelt (zoals de etikettering van groepen op het periodiek systeem).
J
Kelvin
Deze temperatuurschaal wordt gebruikt in de scheikunde, natuurkunde en sommige technische berekeningen. Nul Kelvin (-273,15 °Celsius) is de temperatuur waarbij alle thermische beweging ophoudt. Om van Kelvin naar Celsius om te rekenen trek je 273,15 af van de temperatuur in Kelvin.
De temperatuur waarbij het volume van een ideaal gas nul wordt; de theoretisch koudste temperatuur die kan worden benaderd maar nooit bereikt zal worden.
Kookpunt
Het kookpunt is de temperatuur waarbij de dampspanning van een vloeistof gelijk is aan of iets hoger is dan de atmosferische druk van de omgeving. Voor water op zeeniveau is het kookpunt 100 °C (273,15 K)
Legering
Eem legering is een combinatie, hetzij in oplossing, hetzij in verbinding, van twee of meer elementen waarvan er tenminste één een metaal is en waarbij het resulterende materiaal metallische eigenschappen heeft. Een legering met twee componenten wordt een binaire legering genoemd; een met drie is een ternaire legering; een met vier is een quaternaire legering. De resulterende metallische substantie heeft over het algemeen eigenschappen die aanzienlijk verschillen van de componenten.
Legeringen zijn meestal ontworpen om eigenschappen te hebben die wenselijker zijn dan die van hun componenten. Staal is bijvoorbeeld sterker dan ijzer, een van de belangrijkste elementen waaruit het is gemaakt. Het “erft” een aantal kenmerken van de elementen waaruit het is gemaakt, meestal fysische eigenschappen zoals dichtheid, reactiviteit en elektrische en thermische geleidbaarheid. De technische eigenschappen (o.a. treksterkte, schuifsterkte) kunnen echter enorm verschillen van de samengestelde materialen. Dit komt onder meer door de verschillende afmetingen van de atomen in de legering. Grote atomen oefenen een drukkracht uit op naburige atomen en kleinere atomen oefenen een trekkracht uit op hun buren. In tegenstelling tot een zuiver metaal waar atomen vrijer kunnen bewegen helpt dit de legering om vervormingen te weerstaan.
In tegenstelling tot zuivere metalen hebben de meeste legeringen geen enkel smeltpunt. In plaats daarvan hebben ze een smelttraject waarin het materiaal een mengsel is van vaste en vloeibare fases. De temperatuur waarbij het smelten begint wordt de solidus genoemd en die waarbij het smelten is voltooid de liquidus. Voor de meeste paren elementen is er echter een bepaalde verhouding die één smeltpunt heeft en dit wordt dan het eutectisch mengsel genoemd.
In de praktijk worden sommige legeringen zo overwegend gebruikt met betrekking tot hun basismetalen dat de naam van het hoofdbestanddeel ook wordt gebruikt als de naam van de legering. 14 karaats goud (58%) is bijvoorbeeld een legering van goud met andere elementen. Evenzo zijn het zilver dat in sieraden wordt gebruikt en het aluminium dat als bouwmateriaal wordt gebruikt, ook legeringen.
Massagetal (A)
Het massagetal, weergegeven door het symbool A, wordt ook wel het atomaire massagetal genoemd en moet niet worden verward met het atoomnummer (Z) of het nuclidenummer, is het aantal nucleonen (protonen en neutronen) in de kern van een atoomkern. Het massagetal is uniek voor elk isotoop van een element en het wordt geschreven na de elementnaam of als een superscript links van het symbool van het element.
Koolstof-12 (12C) heeft 6 protonen (net als ALLE isotopen van koolstof) en 6 neutronen: 6 + 6 = 12.
Lood-207 (207Pb) heeft 82 protonen (evenals ALLE isotopen van lood) en 125 neutronen: 82 + 125 = 207.
Metalen
Metalen zijn elementen die kationen vormen wanneer verbindingen ervan in oplossing zijn en oxides van de elementen in water hydroxides vormen in plaats van zuren. De meeste metalen zijn goede geleiders van elektriciteit. Het zijn kristallijne vaste stoffen met een metaalglans en ze hebben een hoge chemische reactiviteit. Veel van deze elementen zijn hard en hebben een hoge fysieke kracht. De metaalreeks omvat alle elementen van de alkali-, aardalkali-, binnenste transitie- (lanthanoïden en actiniden), transactiniden- en transitiereeksen evenals enkele elementen van de metalloïden (de elementen Ge, Sb en Po).
Ongeveer 80% van de bekende chemische elementen zijn metalen.
Metalloïden
Deze term wordt niet veel meer gebruikt in de chemie. Ze verwijst naar elementen die bepaalde eigenschappen hebben van zowel metalen als niet-metalen. Deze elementen zijn meestal halfgeleiders. Silicium is een heel goed voorbeeld van deze elementen. Zonder de halfgeleidende eigenschappen van silicium zou je deze teksten nu niet kunnen lezen want de meeste microchips en microprocessors zijn gemaakt van silicium en zonder deze processoren zouden computers zoals we die nu kennen, niet bestaan.
Sommige allotropen van elementen vertonen meer uitgesproken metaal-, metalloïde of niet-metaal gedrag dan andere. Voor het element koolstof bijvoorbeeld is de diamant allotroop duidelijk niet-metallisch maar de grafiet allotroop vertoont beperkte elektrische geleidbaarheid die meer kenmerkend is voor een metalloïde. Fosfor, tin, selenium en bismut hebben ook allotropen die dit grensgedrag vertonen.
Neutron
Neutronen zijn niet-geladen deeltjes die in kernen van atomen worden aangetroffen. Neutronen werden in 1932 ontdekt door James Chadwick.
Het aantal neutronen bepaalt de isotoop van een element. (Koolstof-12 heeft bijvoorbeeld 6 protonen en 6 neutronen terwijl koolstof-14 6 protonen en 8 neutronen bezit.) Isotopen zijn atomen van hetzelfde element die hetzelfde atoomnummer hebben maar verschillende massa’s vanwege een ander aantal neutronen.
Een neutron is geclassificeerd als een baryon en bestaat uit twee down-quarks en één up-quark.
Niet-metalen
Zoals de naam aangeeft zijn dit elementen die geen kernmerken van metalen vertonen. Deze elementen verschillen duidelijk van metalen met betrekking tot hun elektronegativiteit en de thermische en elektrische geleidbaarheid. Deze elementen zijn over het algemeen slechte geleiders en hebben een hoge elektronegativiteit. Deze serie omvat de halogenen, edelgassen en enkele metalloïden (B, Si, As en Te).
Het zijn meestal brosse of wasachtige of gasvormige elementen en ze kunnen niet tot platen worden gehamerd of tot draad worden getrokken. Niet-metalen krijgen gemakkelijk elektronen om anionen te vormen. Ongeveer 20% van alle bekende chemische elementen zijn niet-metalen.
O
Pauling schaal
De Pauling-schaal werd in 1932 bedacht door Linus Pauling. Op deze schaal krijgt het meest elektronegatieve chemische element (fluor) een elektronegatieve waarde van 3,98 (vaak afgerond op 4,0). Het minst elektronegatieve element (francium) heeft een waarde van 07. Alle andere elementen hebben een waarde hier tussenin. Op de schaal van Pauling krijgt waterstof willekeurig een waarde van 2,1 of 2,2 toegewezen.
Perioden
Terwijl groepen worden gekenmerkt door het aantal elektronen dat aanwezig is in de buitenste schil, worden perioden gekenmerkt door het aantal energieniveaus (schillen) van elektronen rond de kern.
Elementen in periode 1 hebben maar één schil. Zoals je je waarschijnlijk herinnert hebben de elementen in de eerste periode maximaal 2 elektronen (waterstof heeft 1 elektron en helium heeft er 2). Als we naar de eerste groep van de tweede periode gaan zien we lithium dat twee lektronen heeft in de eerste schil en één in de tweede. Neon zit in groep 18 van periode 2 en heeft daarom de twee elektronen in de eerste schil e echt elektronen in de tweede schil. Natrium start periode 3 met 11 elektronen, twee in de eerste schil, 8 in de tweede schil en één in de derde schil.
Met andere woorden: het element in groep 1 heeft altijd één elektron meer (in een nieuwe schil) dan het element in groep 18 in de voorgaande periode.
Periodiek systeem
Een indeling van elementen in een geometrisch patroon dat is ontworpen om de periodieke wet weer te geven door elementen in perioden en groepen in te delen. Elementen met hetzelfde aantal orbitalen bevinden zich in dezelfde periode en elementen met hetzelfde aantal elektronen in de vullende orbitaal en andere vergelijkbare eigenschappen bevinden zich in dezelfde groep. De Russische chemicus Dmitri Mendeleev wordt beschouwd als de grondlegger van het eerste periodieke systeem. Hij hield op 6 maart 1869 een officiële presentatie voor de Russische Chemische Gemeenschap.
pH
De pH is een maat voor de zuurgraad van een oplossing, uitgedrukt in activiteit van waterstofionen (H+). Voor verdunde oplossingen is het echter handig om de activiteit van waterstofionen te vervangen door de molariteit (mol.l-1) van de waterstofionen (dit is echter niet noodzakelijk nauwkeurig bij hogere concentraties).
In waterige systemen wordt de waterstofionenactiviteit bepaald door de dissociatieconstante van water (Kw = 1,011 * 10-14 M2 bij 25 °C) en interacties met andere ionen in oplossing. Door deze dissociatieconstante heeft een neutrale oplossing (waterstofionactiviteit is gelijk aan hydroxideionactiviteit) een pH van ongeveer 7. Waterige oplossingen met pH-waardes lager dan 7 worden als zuur beschouwd, terwijl pH-waardes hoger dan 7 als basisch worden beschouwd.
Het concept werd in 1909 geïntroduceerd door S.P.L. Sorensen en zou in het Latijn “pondus hydrogenii” betekenen. De meeste bronnen schrijven de naam echter toe aan de Franse term Pouvoir hydrogene.
Hoewel de pH over het algemeen zonder eenheden wordt uitgedrukt is het geen willekeurige schaal; de pH-schaal komt voort uit een definitie gebaseerd op de activiteit van waterstofionen in oplossing. De pH-schaal is een omgekeerde logaritmische weergave van de relatieve waterstofprotonen (H+)-concentratie. De meeste schalen zijn lineair van aard en lopen geleidelijk op. Op de pH-schaal betekent een waardeverschuiving met één getal een tienvoudige waardevermindering. Een verschuiving in pH van 2 naar 3 vertegenwoordigt bijvoorbeeld een afname van de totale concentratie van tien keer minder H+, en een verschuiving van 2 naar 4 vertegenwoordigt een honderdvoudige afname (10 * 10) in H+-concentratie.
Proton
Protonen zij positief geladen deeltjes die in atoomkernen worden aangetroffen. Protonen werden ontdekt door Ernest Rutherford in experimenten die hij tussen 1911 en 1919 uitvoerde. Hoewel een proton een massa heeft van 1837 maal de massa van een elektron is de massa van een proton vrijwel identiek aan de massa van een neutron. Protonen zijn bestanddelen van de kernen van alle elementen en het atoomnummer van een element is afhankelijk van het aantal protonen in de kern van het element.
Een proton heeft een massa van 938,8 MeV (1,6726 * 10-27 kg). Een proton is geclassificeerd als een baryon en het bestaat uit twee up-quarks en één down-quark.
Q
Radioactiviteit
De spontane emissie van straling en atomaire deeltjes van instabiele elementen. Radioactiviteit wordt gemeten en termen van halfwaardetijden en wordt niet beïnvloed door fysische toestand of een chemische combinatie.
Röntgenstraling
Röntgenstralen hebben kleinere golflengtes en daarom een hogere energie dan ultraviolette golven. We praten meestal over röntgenstralen in termen van hun energie in plaats van golflengte. Dit komt gedeeltelijk doordat röntgenstralen zeer kleine golflengtes hebben. Het is ook omdat röntgenlicht de neiging heeft om meer als een deeltje dan als een golf te werken. Röntgendetectoren verzamelen feitelijk fotonen van röntgenlicht.
Röntgenfoto’s werden in 1895 voor het eerst gemaakt en gedocumenteerd door Wilhelm Conrad Röntgen, een Duitse wetenschapper die ze per ongeluk ontdekte bij het experimenteren met vacuümbuizen.
Een week later nam hij een röntgenfoto van de hand van zijn vrouw daarop duidelijk haar trouwring en haar botten te zien waren. De foto maakte het grote publiek enthousiast en wekte grote wetenschappelijke belangstelling voor de nieuwe vorm van straling.
Röntgen noemde het X-stralen om aan te geven dat het een onbekend type straling was. De naam bleef, ondanks bezwaren van Röntgen hangen, alhoewel veel van zijn collega’s voorstelden om de Röntgenstralen te noemen. De term wordt vooral in Duitstalige landen nog steeds gebruikt in plaats van X-stralen die Angelsaksische landen gebruiken.
Smeltpunt (vriespunt)
Het punt waarbij de kristallen van een zuivere stof in evenwicht zijn met de vloeibare fase bij atmosferische druk. Dit punt wordt gewoonlijk het smeltpunt genoemd wanneer een stof het vanuit zijn vaste toestand nadert en wordt het vriespunt genoemd wanneer een stof het vanuit zijn vloeibare toestand nadert.
Spontane splijting
Spontane splijting is een vorm van radioactief verval die kenmerkend is voor zeer zware isotopen en is theoretisch mogelijk voor elke atoomkern waarvan de massa groter is dan of gelijk aan 100 amu (elementen nabij ruthenium). In de praktijk i spontane splijting echter energetisch alleen haalbaar voor atoommassa’s boven 230 amu (elementen nabij thorium). De elementen die het meest vatbaar zijn voor spontane splijting zijnde transactinide-elementen zoals bijvoorbeeld rutherfordium.
Zoals de naam suggereert volgt spontane splijting exact hetzelfde proces als kernsplijting alleen is het niet zelfvoorzienend en genereert het niet de neutronenflux die nodig is om kritisch te worden en dergelijke splijtingen voort te zetten. Echter, spontane splijtingen laten neutronen vrij zoals alle splijtingen doen dus radioisotopen waarvoor spontane splijting een niette verwaarlozen vervalmodus is kunnen worden gebruikt als neutronenbronnen. Californium-252 (halfwaardetijd 2645 jaar) wordt hiervoor vaak gebruikt. De neutronen kunnen vervolgens worden gebruikt voor de inspectie van vliegtuigbagage op verborgen explosieven, het bepalen van het vochtgehalte van de bodem in de wegenbouw en om het vochtgehalte van silo’s met opgeslagen materialen te meten.
Temperatuur
In de thermodynamica is temperatuur een maat voor de neiging van een object of systeem om spontaan energie op te geven. Tempratuur is een fysische eigenschap van een systeem dat ten grondslag ligt aan de algemene begrippen van “warm” en “koud”, waarin iets dat heter is de hoogste temperatuur heeft. Temperatuur komt voort uit de willekeurige microscopische bewegingen van materie waarbij de temperatuur is gerelateerd aan de gemiddelde energie van deze microscopische bewegingen. Het concept temperatuur, gedefinieerd als een spanning geassocieerd met entropie, volgt uit de nulde wet van de thermodynamica.
Temperatuur is een maat voor de gemiddelde energie in de microscopische vrijheidsgraden van een systeem. In een ideaal gas zijn de relevante vrijheidsgraden bijvoorbeeld de translatie- rotatie- en vibratiebeweging van de individuele moleculen. In dit geval is de temperatuur evenredig met de gemiddelde kinetische energie van de samengestelde atomen. Maar in meer gecompliceerde systemen kunnen magnetische, elektronische, fotonische of andere exotische vrijheidsgraden een belangrijke rol spelen bij het bepalen van de temperatuur.
Thermische beweging is de reden dat gassen onder druk staan, aangezien de deeltjes in het gas in botsing komen met de wanden van de container en een naar buiten gerichte kracht uitoefenen. Hoewel zeer gespecialiseerde laboratoriumapparatuur nodig is om thermische bewegingen direct te detecteren, produceren thermische botsingen door atomen of moleculen met kleine deeltjes die in een vloeistof zijn gesuspendeerd een Brownse beweging die kan worden gezien met een gewone microscoop. De thermische bewegingen van atomen zijn erg snel en temperaturen dicht bij het absolute nulpunt zijn vereist om ze direct waar te kunnen nemen. Toen wetenschappers van de NIST bijvoorbeeld in 1994 een record brekende koude temperatuur van 700 nK (miljardste van een Kelvin) bereikten, gebruikten ze optische roosterlaserapparatuur om cesiumatomen adiabatisch te koelen. Vervolgens schakelden ze de invanglasers uit en maten ze direct atoomsnelheden van 7 mm per seconde om hun temperatuur te berekenen.
Moleculen, zoals O2, hebben meer vrijheidsgraden dan enkele atomen: ze kunnen zowel rotatie- en vibratiebewegingen als translatiebewegingen hebben. Door een temperatuurstijging zal de gemiddelde translatie-energie toenemen. Het zal er voor zorgen dat de energie die wordt geassocieerd met vibratie- en rotatiemodi toeneemt. Dus een twee-atomig gas, met extra vrijheidsgraden zoals rotatie en vibratie, zal een hoger energie-input nodig hebben om de temperatuur met een bepaalde hoeveelheid te veranderen. Dat wil zeggen het zal een hogere warmtecapaciteit hebben dan een mono-atomisch gas.
Bij koelen wordt energie uit een systeem verwijderd. Wanneer er geen energie meer is die kan worden verwijderd staat het systeem op het absolute nulpunt. Het punt op de thermodynamische (absolute) temperatuurschaal waar alle kinetische beweging in de deeltjes die materie bevatten ophoudt en ze volledig rusten in de “klassieke” (niet-kwantummechanische) betekenis. Per definitie is het absolute nulpunt een temperatuur van precies 0 Kelvin (-273,15 °C of -459,67 °F).
Teratogeen
De term teratogeen verwijst naar de productie van aangeboren afwijkingen zoals een gespleten lip en of gehemelte, anencefalie of ventricelseptumdefect (VSD). Dit zijn ernstige medische afwijkingen die bij de geboorte aanwezig zijn.
Thermische geleidbaarheid
De thermische geleidbaarheid, thermische conductie of warmtegeleidingscoëfficiënt (symbool λ) is een materiaalconstante die aangeeft hoe goed het materiaal warmte geleidt, en onder meer gebruikt wordt in de wet van Fourier (warmteoverdracht door geleiding). De warmtegeleidingscoëfficiënt is afhankelijk van de temperatuur, dichtheid en het vochtgehalte.
Transactiniden
Groepen worden gekenmerkt door het aantal elektronen dat aanwezig is in hun buitenste schil maar periodes worden gekenmerkt door het aantal energieniveaus (schillen) van elektronen rond de kern.
Elementen in periode 1 hebben naar één schil. Zoals je je waarschijnlijk herinnert hebben de elementen in de eerste periode maximaal 2 elektronen (waterstof heeft 1 elektron en helium heeft 2 elektronen). Als we naar de eerste groep van de tweede periode gaan dan zie we lithium dat twee elektronen heeft in de eerste schil en één in de tweede schil. Neon zit in groep 18 van periode 2 en heeft daarom de twee elektronen in de eerste schil en 8 elektronen in de tweede schil. Natrium start in periode 3 met 11 elektronen, twee in de eerste schil, 8 in de tweede schil en 1 in de derde schil. Met andere woorden, een element in groep 1 heeft altijd 1 elektron meer (in de nieuwe schil) dan het groep 18-element in de voorgaande periode.
Transitiemetalen – overgangsmetalen
De transitiemetalen zijn alle elementen in de subreeksen lanthanoïden en actinoïden van de binnenste transitie elementen. Ook een deel van de transactiniden, de groep die de actinoïden opvolgt, behoort hier toe.
Hoewel er uitzonderingen zijn staan deze elementen over het algemeen bekend om hun hardheid, hoge dichtheid, hoog smeltpunt en kookpunt en goede warmtegeleiding.
U
Van der Waals straal
De helft van de afstand tussen twee niet-gebonden atomen wanneer aantrekkende en afstotende krachten tussen de atomen in evenwicht zijn.
W
Z
Y
Zeldzame aardmetalen – zeldzame aarden
Het gebruik van deze termen wordt door de IUPAC niet meer ondersteund. Deze metalen zijn noch zeldzaam noch zijn het “aarden” (een verouderde term voor in water onoplosbare sterk basische oxiden van elektropositieve metalen die niet in metaal kunnen worden gesmolten met behulp van technologie uit de late 18de eeuw).
Deze elementen zijn in feite vrij overvloedig in de natuur aanwezig alhoewel zeldzaam vergeleken met de “gewone” aardes zoals kalk of magnesiumoxide.
Cerium is het 26ste meest voorkomende element inde aardkorst, neodymium komt op Aarde meer voor dan goud en zelfs thulium (de minst voorkomende natuurlijke lanthanoïde) komt meer voor dan jodium.
De term “zeldzame aarden” komt voort uit de mineralen waaruit ze zijn geïsoleerd. Dit waren ongebruikelijke oxide-achtige mineralen.
De zeldzame aardmetalen bestaan uit de lanthanoïden samen met scandium en yttrium.
De lanthanoïden zijn: lanthaan, cerium, praseodymium, neodymium, promethium, samarium, europium, gadolinium, terbium, dysprosium, holmium, erbium, thulium, ytterbium en lutetium.
Zuur
Zuren worden beschouwd als chemische oplossingen die, wanneer opgelost in water, de oplossing een pH geven van pH < 7.
Over het algemeen hebben zuren de volgende chemische en fysische eigenschappen:
- Smaak: zuren zijn over het algemeen zuur als ze in water worden opgelost.
- Aanraking: zuren geven een prikkelend gevoel, vooral sterke zuren.
- Reactiviteit: zuren reageren agressief met de meeste metalen of corroderen deze.
- Elektrische geleidbaarheid: zuren, hoewel normaal ionisch, zijn elektrolyten.
Sterke zuren: zoutzuur (HCl), salpeterzuur (HNO3) en zwavelzuur (H2SO4).
Voor voorkomende zuren:
- Azijnzuur, C2H4O2, komt voor in azijn.
- Koolzuur, H2CO3, komt voor in kolzuurhoudende frisranken
- Citroenzuur, C6H8O7, komt voor in citrusfruit
- Mierenzuur, CH2O2COOH, komt voor in bijen- en mierensteken
- Melkzuur, C3H6O3, komt voor in zuivelproducten zoals yoghurt en zure melk. Het is ook een product van cellulaire fermentatie, de reden dat spieren verbranden
- Oxaalzuur, C2H2O4, komt voor in rabarber en spinazie.
- Pectinezuur, C17H24O16, komt voor in fruit en sommige groenten
- Sorbinezuur, C6H8O2, komt voor in voedingsmiddelen en dranken
- Stearinezuur, C18H36O2, een soort vetzuur dat afkomstig is van vele dierlijke en plantaardige vetten en oliën.
- Looizuur, C76H52O46, komt voor in thee
- Wijnsteenzuur, C4H6O6, komt voor in druiven.