Het antwoord op deze eenvoudige vraag is nogal ingrijpend. Het wordt pas echt duidelijk als we een heel nieuw atoommodel gaan gebruiken. Anders dan het bekende atoommodel zoals Bohr zich dat in het begin van de 20ste eeuw voorstelde. In dat model bestaat een atoom uit een kern met daaromheen elektronen. Die draaien zeer snel hun banen op bepaalde afstanden van de kern.
Voor een los atoom is dit een prachtig model, maar voor moleculen is het minder geschikt. Je kunt er niet mee laten zien hoe elektronen de bindingen verzorgen tussen de atomen in een molecuul. Die bindingselektronen draaien immers niet rond een kern. Ze hebben een min of meer vaste plaats tussen twee atoomkernen.
Elektronenwolken
De kleur van chemie
Dit artikel is afkomstig uit het hoofdstuk ‘Kleuren zien’ uit de VU-uitgave ‘De kleur van chemie’, een bundeling van informatieve brochures voor havo/vwo scholieren.
Een nieuw atoommodel maakt dit inzichtelijk. Het grote verschilt is dat de elektronen nu in een soort afgebakende ‘wolken’ voorkomen. Wolken die soms een gewone bolvorm hebben, maar vaak ook heel interessante andere vormen. Zoals halters, of druppels die allemaal naar verschillende kanten ‘vallen’. In de illustratie zijn enkele van die wolken te zien.
Een atoombinding tussen twee atomen in een molecuul stellen we ons in dit nieuwe model voor als een soort fusie van twee elektronenwolken – één van elk atoom. De twee afzonderlijke elektronenwolken zijn dan naar elkaar toe gericht en met elkaar ‘versmolten’. De gemeenschappelijke elektronenwolk is in feite de atoombinding. Het zijn de streepjes die je in elke structuurformule ziet staan.
Het aangepaste model maakt niet alleen binding inzichtelijk, maar helpt ook te verklaren waarom sommige moleculen kleurig zijn, en andere niet. Daarbij kijken we naar andere elektronen dan de bindingselektronen.
Zulke bijzondere ‘kleurelektronen’ zitten vaak in stikstofatomen. Het stikstofatoom in ammoniak (NH3) bijvoorbeeld, heeft drie elektronen nodig voor de bindingen met de waterstofatomen. Daarnaast heeft het nog twee elektronen over. Die zijn bijvoorbeeld te gebruiken om de extra H in NH4+ te binden. Ook zuurstofatomen bezitten zulke bijzondere elektronen.
Verder beschikken dubbele bindingen over bijzondere atomen. Eén binding is namelijk een ‘gewone’ atoombinding, maar voor de tweede, extra binding zijn bijzondere elektronen verantwoordelijk. Omdat ze niet meedoen aan de gewone bindingen zitten ze niet tussen de atomen in het molecuul, maar in elektronenwolken eronder en erboven.
Hamburger met pi-elektronen
Maar wat heeft dat nu allemaal met kleur te maken? Daarvoor kijken we eens goed naar de ruimtelijke opbouw van kleurstofmoleculen. Het zijn grote moleculen, die tamelijk vlak zijn en bovendien opvallend veel dubbele bindingen hebben. Bijna alle atomen in een kleurstofmolecuul hebben de beschikking over de bijzondere elektronen die we hierboven al tegenkwamen. Scheikundigen noemen deze elektronen vaak pi-elektronen.
In kleurstofmoleculen zorgen de pi-elektronen ervoor dat het molecuul netjes vlak blijft. In een indigo-molecuul is dat bijvoorbeeld goed te zien: als je alle atomen met pi-elektronen zou inkleuren, kun je vrijwel het hele molecuul kleuren. Het zijn allemaal koolstofatomen met een dubbele binding, zuurstof- en stikstofatomen. Alleen aan de randen zitten waterstofatomen die niet aan de elektrondewolk meedoen.
Pi-elektronen zitten niet tussen de atomen in het vlak (daar zitten immers de gewone atoombindingen), maar vooral in wolken onder en boven zo’n vlak molecuul. Deze wolken kunnen met elkaar versmelten met één grote moleculaire elektronenwolk als resultaat. Een kleurstofmolecuul lijkt daardoor een beetje op een broodje hamburger: alle atomen en gewone bindingen zitten in de hamburger zelf (het vlees), en de pi-elektronen verzamelen zich in de broodjes daaronder en daarboven.
Licht absorberen
Als het ‘broodje’ groot genoeg is, kunnen de pi-elektronen iets dat de strak gebonden elektronen in de hamburger zelf niet kunnen: energie uit zichtbaar licht absorberen.
De pi-elektronen zitten minder vastgebonden dan de elektronen die voor de bindingen zorgen, ze zijn beweeglijker en kunnen met licht dat een geschikte kleur heeft mee gaan trillen. Daarbij absorberen ze deze kleur licht.
Bij het indigo-molekuul is geel licht daar erg geschikt voor: geel licht wordt door de pi-elektronen geabsorbeerd. Als wit licht op een indigo-molekuul valt, wordt alles teruggekaatst behalve het gele licht. Dat teruggekaatste licht ziet er dan blauw uit.
Kleurstofmoleculen zijn dus makkelijk te herkennen: grote moleculen met een groot ononderbroken gebied in het molecuul waar alle atomen over deze bijzondere pi-elektronen beschikken. Die zorgen er voor dat het molecuul vlak blijft, en geven door lichtabsorptie het molecuul een kleur.
Indicator
Ook indicatoren zijn vaak kleurstofmoleculen met pi-elektronen. Een van de bekendste zuur/base indicatoren is fenolftaleïne. Dit heeft een prachtige paars-rode kleur, zolang het zich tenminste niet in een zure omgeving bevindt. Een zuur kan namelijk een koolstofatoom midden in het fenolftaleïnemolecuul van z’n pi-elektronen beroven.
Dat heeft dramatische gevolgen, want daardoor kunnen deze elektronen niet langer meehelpen om het molecuul vlak te houden. Twee grote stukken van het molecuul kantelen en draaien weg. Er is niets meer van dat mooie hamburgermodel over, en het molecuul is op slag kleurloos.
Vrije Universiteit Amsterdam
Het boek ‘De kleur van chemie’ werd in 2007 uitgegeven door de Faculteit der Exacte Wetenschappen van de Vrije Universiteit Amsterdam (Afdeling Scheikunde en Farmaceutische Wetenschappen). Het is een geactualiseerde bundeling van informatieve brochures voor havo/vwo scholieren. Ze belichten de rol van de scheikunde op tal van gebieden.