Een fragment uit mijn vertaling van
Big History
door
David Christian
Chemische vrijages: hoe atomen verbindingen aangaan
Atomen zijn piepklein. In de punt aan het eind van deze zin zou je een miljoen koolstofatomen kunnen opbergen. Maar denk nou niet dat atomen solide balletjes materie zijn. Ze bestaan vrijwel totaal uit lege ruimte. Elk atoom heeft een kleine kern als middelpunt, die bestaat uit protonen (met een positieve lading) en neutronen (zonder lading) die bij elkaar worden gehouden door de sterke kernkracht. De rest van het atoom is voornamelijk leeg. Op grote afstand van de kern draaien er wolken elektronen omheen, circa één elektron voor elk proton in de kern. Ernest Rutherford, een van de pioniers van de moderne kernfysica, heeft ooit, vroeg in de twintigste eeuw, de kern van een atoom omschreven als 'de vlieg in de kathedraal'.
Die verhouding klopte wel min of meer. Maar Rutherford deed zijn uitspraak vóór de opkomst van de moderne kwantumfysica, die heeft aangetoond dat zijn vergelijking ook misleidend is. Elektronen zijn minuscuul: hun massa bedraagt ongeveer 1/1836 van die van een proton. De kwantumfysica heeft duidelijk gemaakt dat we hun snelheid of positie nooit exact kunnen bepalen. We kunnen wel bepalen waar een elektron waarschijnlijk is, maar nooit waar het precies is, omdat er voor iedere poging om het te lokaliseren energie nodig is (stel je maar voor dat je er een zaklamp op richt) – en elektronen zijn zo licht dat de energie die wordt gebruikt om ze op te sporen hun snelheid en hun baan zal veranderen. Dat is de reden waarom kwantumfysici de banen van elektronen in kaart brengen als een soort 'waarschijnlijkheidsmist' die op bepaalde afstanden van de kern dikker of dunner wordt. De waarschijnlijkheidsmist beslaat het grootste gedeelte van de atomaire kathedraal en kan zelfs door de muren naar buiten sijpelen.
Scheikunde gaat alleen maar over de kongsi's en krachtmetingen in deze waarschijnlijkheidsmist. Er is daar veel te doen. Allianties tussen protonen en elektronen worden gesmeed en weer opgezegd, oude banden worden verbroken om nieuwe relaties aan te gaan, en dat alles leidt ertoe dat er totaal nieuwe types materie ontstaan. De drijvende kracht achter al deze activiteit is het simpele feit dat elektronen een negatieve lading hebben waardoor ze elkaar afstoten, maar aangetrokken worden door de positieve lading van protonen in hun eigen atoom, of, als dat zo uitkomt, in een naburig atoom. Scheikunde gaat over deze vrijages en rivaliteiten, en over de verbindingen en spanningen die zich voordoen wanneer elektronen zich hechten aan naburige atomen, waardoor hun atomen gekoppeld worden tot moleculen. Een molecuul bevat dus minimaal twee atomen, maar het kan ook bestaan uit miljoenen of miljarden atomen, gerangschikt in structuren die complexer zijn dan de meest complexe ster. Elk moleculair patroon heeft specifieke emergente eigenschappen, dus de mogelijkheden van de scheikunde lijken onbegrensd. Niettemin heeft ook deze hofmakerij haar eigen spelregels (met voorschriften die even ingewikkeld kunnen zijn als de etiquette bij menselijke hofmakerij), die bepalen hoe de elektromagnetische kracht complexe chemische verbindingen kan opbouwen.
Elektronen zijn hierbij de voornaamste spelers. Net als menselijke minnaars zijn elektronen onvoorspelbaar, wispelturig en altijd in voor iets beters. Ze draaien om protonen in specifieke banen, die elk worden geassocieerd met een verschillend energieniveau en vanwege hun gelaagde opbouw ook wel 'schillen' worden genoemd. Als het even kan springen de elektronen over naar de baan die het dichtst bij de atoomkern ligt, want daar kunnen ze efficiënter omgaan met hun energie. Maar het aantal plaatsen per schil is beperkt, en als er in de binnenste schillen geen plaats meer over is, moeten ze genoegen nemen met een plekje in een hoger gelegen baan. Als er in de buitenste schil precies het goede aantal elektronen aanwezig is, is iedereen content. Dat is de situatie die je aantreft bij de zogeheten edelgassen, zoals helium of argon, die helemaal rechts in het periodieke systeem staan. Ze gaan geen verbindingen aan met andere atomen, omdat ze dik tevreden zijn met de status quo.
Maar als de buitenste schil van een atoom niet vol is leidt dat tot ongemak, problemen en spanningen. Een groot deel van de scheikunde kan verklaard worden aan de hand van dit eindeloze geduw en getrek om de beste positie. Sommige elektronen springen overboord en gaan op weg naar naburige atomen. Als ze dat doen, is het achtergebleven atoom een negatieve lading kwijt, waardoor het zich kan hechten aan een atoom dat een elektron te veel heeft, waarmee die twee een ionaire binding aangaan. Zout wordt op deze manier gevormd door natriumatomen, waarvan het buitenste elektron hunkert naar een betere positie, en chloor, dat dikwijls op zoek is naar een extra elektron om zijn buitenste schil te vullen. Soms voelen elektronen zich het meest op hun gemak als ze om twee atoomkernen kunnen draaien, dus dan delen de kernen in feite hun lading. Zo'n covalente binding zien we onder andere bij waterstof en zuurstof, waarbij twee gelijksoortige atomen zich verbinden tot één molecuul met de chemische formule H2 of O2. Als waterstof en zuurstof een verbinding aangaan ontstaat er een watermolecuul, het bekende H2O. Maar dat molecuul heeft een ongelijkmatige vorm, omdat twee kleine waterstofatomen zich vastklampen aan één kant van een groter zuurstofatoom. Door die vreemde vorm zijn de negatieve en positieve lading ongelijk verdeeld over het oppervlak van de molecule, zodat de waterstofatomen in de war raken en ook dikwijls aangetrokken worden door het zuurstofatoom van naburige watermoleculen. Deze zwakke binding of waterstofbrug verklaart waarom watermoleculen in druppels aan elkaar kunnen blijven hangen. Waterstofbruggen spelen een fundamentele rol in de biochemie omdat ze bepalend zijn voor een groot deel van het gedrag van genetische moleculen, zoals DNA.
In metalen gedragen elektronen zich heel anders. Daar trekken enorme zwermen elektronen op en neer tussen metallische atoomkernen, wat verklaart waarom metalen zo goed zijn in het geleiden van elektriciteit, iets wat letterlijk een stroom van elektronen is.
Koolstof heeft zes protonen in zijn kern en is de Don Juan van deze atomaire romances. Normaal gesproken heeft het vier elektronen in zijn buitenste schil, maar er is ruimte voor acht, dus je kunt een koolstofatoom tevredenstellen door vier elektronen uit zijn buitenste schil te halen, door er vier elektronen bij te doen, of door het vier elektronen te laten delen met een ander atoom. Dat leidt tot een boel mogelijkheden, en dat is tevens de reden waarom koolstof gecompliceerde moleculen kan vormen in de vorm van ringen, ketens en andere bijzondere configuraties. Die virtuositeit verklaart waarom koolstof zo'n belangrijke rol speelt in de biochemie.
De spelregels van de scheikunde lijken universeel geldig te zijn. We weten dat omdat spectroscopen laten zien dat veel van de eenvoudige moleculen die we op aarde aantreffen ook voorkomen in interstellaire stofwolken. Maar voor zover we weten is de interstellaire ruimte in scheikundig opzicht tamelijk eenvoudig: de tot dusverre ontdekte interstellaire moleculen tellen niet meer dan circa honderd atomen. Dat is niet zo vreemd. In de ruimte zijn atomen veel verder uit elkaars buurt, dus dat maakt het moeilijker om aansluiting te vinden. Bovendien is het er bar koud, zodat er weinig activeringsenergie beschikbaar is om de atomen het zetje voor een langdurige verbintenis te geven. Het verrassendste aan de interstellaire ruimte is nog dat ze niet alleen de eenvoudige moleculen kan voortbrengen waar planeten uit bestaan, zoals water en silicaten, maar ook veel van de elementaire moleculaire bouwstenen van het leven, zoals aminozuren, de basis van eiwitten. Het blijkt zelfs dat eenvoudige organische moleculen vrij algemeen voorkomen in het universum, wat de kans groter maakt dat er leven bestaat op andere plaatsen dan de aarde.
© Frits van der Waa 2018
