Chargenummers in de chemie uitgelegd:hun rol en betekenis

Een van de meest fundamentele drijvende krachten achter chemische reacties zijn de elektronenbindingen die tussen atomen worden gevormd. Elektronen zijn negatief geladen deeltjes die in schillen rond de kern van een atoom draaien. Elke elektronenschil van een atoom heeft een bepaald aantal elektronen dat het indien mogelijk vasthoudt, zelfs als dit de netto lading van het atoom uit balans brengt; elektronen en protonen hebben afzonderlijk dezelfde hoeveelheid elektrische lading. De hoeveelheid lading die een bepaald atoom heeft, wordt uitgedrukt als een superscript rechts van de elementnaam; bijvoorbeeld Na1+. Het superscriptnummer en -teken staat bekend als het kostennummer.

De buitenste elektronenschil van een atoom wordt de valentieschil genoemd en vormt de basis van chemische reacties. Elke schil heeft een variërend aantal elektronen:de binnenste schil bevat twee elektronen, de volgende bevat acht en de daaropvolgende bevatten 18. Het ladingsgetal komt voort uit de natuurlijke neiging van atomen om een ​​volledige valentieschil te hebben, of het nu gaat om het winnen of verliezen van elektronen. Elementen worden in groepen in het periodiek systeem gerangschikt op basis van het aantal elektronen in hun valentieschillen. Als twee elementen zich in dezelfde kolom of groep in het periodiek systeem bevinden, hebben ze hetzelfde aantal elektronen beschikbaar voor chemische reacties.

Met uitzondering van waterstof zijn de elementen aan de linkerkant van de tabel – groepen I en II – alkalimetalen en aardalkalimetalen. Ze hebben valentieschillen die vrijwel leeg zijn, met respectievelijk slechts één of twee elektronen. Groepen III tot en met VII zijn niet-metalen. Groep III heeft drie elektronen, groep IV heeft er vier enzovoort. De edelgassen zoals neon, radon en xenon hebben volledige valentieschillen en reageren daarom niet met andere elementen.

Het ladingsgetal bepaalt welk type lading een individueel atoom zal hebben als het elektronen wint of verliest tijdens een ionische chemische reactie. Natrium verliest bijvoorbeeld één elektron wanneer het reageert met chloor; chloor krijgt één elektron. Hun respectievelijke kosten zijn 1+ en 1-. In hun natuurlijke staat hebben alle elementen een ladingsgetal nul omdat er geen winst of verlies aan elektronen is.

Overgangselementen in de kolommen 3 tot en met 12 van het periodiek systeem kunnen zich met verschillende elementen verbinden. Daarom zullen hun kostennummers variëren. Elementen uit Groep IV, zoals koolstof, hebben een ladingsgetal van 4+/4-. Ze hebben de neiging covalente bindingen te vormen met andere atomen, waarbij elektronen worden gedeeld in plaats van overgedragen.

About Mechanics streeft ernaar nauwkeurige en betrouwbare informatie te verstrekken. We selecteren zorgvuldig gerenommeerde bronnen en hanteren een rigoureus proces van factchecking om aan de hoogste normen te voldoen. Lees ons redactionele proces voor meer informatie over onze toewijding aan nauwkeurigheid.