Chemische Binding

inleiding

Je weet dat alle stoffen zijn opgebouwd uit deeltjes, en de eenvoudigste deeltjes zijn atomen of ionen.
Deze deeltjes - normaal gesproken - bestaan niet in hun eentje, blijven niet alleen, maar hebben zich meestal verbonden aan andere deeltjes.
Dat kan op verschillende manieren gebeuren, maar altijd zitten ze met hun buitenkanten tegen elkaar, dus het heeft met de valentie-elektronen in de buitenste elektronenschil te maken.
Alleen de atomen van edelgassen kunnen 'vrijgezel' blijven. Die verbinden zich zomaar niet met andere deeltjes.

Elke manier om deeltjes aan elkaar te binden noemen we een chemische binding. Daarvan bespreken we in dit hoofdstuk de drie belangrijkste.
Wat dan het resultaat is van zo'n chemische binding heeft grote gevolgen voor de eigenschappen van de gevormde stof.





inhoud:

1. de ionbinding

1.1 ionrooster

2. de metaalbinding

2.1 metaalrooster

3. de atoombinding
(covalente binding)

3.1 moleculen

3.2 polaire atoombinding

3.3 ΔE

3.4 meervoudige binding

3.5 aromatische binding

4. gecombineerde bindingstypes

5. chemische binding en energie

6. Intermoleculaire krachten

6.1 vanderWaals krachten

6.2 dipoolkrachten

6.3 waterstofbruggen

6.4 molecuulrooster



1. De ionbinding

We kennen enkelvoudige en samengestelde ionen. Beiden kunnen deelnemen aan een ionbinding.
Zodra ionen elkaar aantrekken omdat ze tegengestelde ladingen hebben, kun je een ionbinding krijgen.

voorbeeld van een ionrooster
Die grotere paarse bolletjes stellen dan bijvoorbeeld de negatieve ionen voor en de grijze, kleinere bolletjes staan voor de positieve metaalionen.

Je weet: er zijn twee soorten ionen: negatieve en positieve.
Ze zijn altijd geladen, anders zijn het geen ionen.

Over het algemeen zullen metaalatomen positieve ionen vormen (die geven graag elektronen af namelijk) en de niet-metaalatomen vormen negatieve ionen (omdat niet metaalatomen liever elektronen opnemen).
Oftewel: als een metaal en een niet-metaal reageren, worden elektronen van het metaal overgedragen aan het niet-metaal.
Zo ontstaan die positieve en negatieve ionen die elkaar zullen aantrekken.
Denk eraan: De eigenschappen van een neutraal atoom zijn helemaal anders dan de eigenschappen van het bijbehorende ion.
Zo zijn bijvoorbeeld Na, Cl en F in neutrale vorm zeer giftig, maar in ionvorm zitten ze in keukenzout en fluortabletjes.

De ION-binding = aantrekking tussen positieve en negatieve deeltjes.

Tegengestelde ladingen trekken elkaar aan; gelijke ladingen stoten elkaar af

De kracht van afstoting of aantrekking is afhankelijk van:
  1. hoe groot die ladingen zijn
  2. hoe dicht ze bij elkaar zitten
Hiervoor is een formule uit de natuurkunde (daar is de wet van Coulomb nog een keer, zie ook module 1) van toepassing:


k = een constante
Q1en Q2 zijn de ladingen van de ionen
n = de afstand (gemeten vanaf middelpunt tot middelpunt; zoek hiervoor in een tabel de ionstralen op)

Opdracht 1
Leg uit dat een chlooratoom fanatieker elektronen wil opnemen dan een jodiumatoom.
Denk daarbij aan de elektronegativiteit.

Je moet er altijd op bedacht zijn: Als een neutrale stof positieve ionen bevat, zijn er natuurlijk ook (evenveel) negatieve ionen in die stof.
Een metaal in een verbinding heeft ooit gereageerd en daarbij zijn valentie-elektronen afgestaan.
Zo kreeg je een positief geladen metaaldeeltje.
De valentie-elektronen zijn terecht gekomen in het niet-metaalgedeelte, dat dan natuurlijk negatief geworden is.

Nog eens op een andere manier gezegd:
Als je een verbinding hebt waarin zowel metalen als niet-metalen zitten, heeft het metaalgedeelte altijd elektronen afgestaan en is dus positief; de rest van die verbinding is dan negatief.
Als je dus ziet dat een chemische verbinding (een stof) een metaal bevat, dan heeft die stof een ionbinding. [er is een uitzondering: het ammonium-ion]

Als ionen apart worden opgeschreven moet de lading er altijd rechtsboven bij staan, ook als het om complexe (samengestelde) ionen gaat.
Als de stof lading 0 heeft, dus als er evenveel + als - is, dan schrijft men er in de formule niets bij.

Voorbeelden:
Na+ + Cl- NaCl
I2 + I- I3-

Opdracht 2
Leg uit waarom de naam "fluortabletjes" eigenlijk niet goed is en bedenk een betere naam.

Als niet-metalen negatieve ionen hebben gevormd, verandert hun naam: achter hun oorspronkelijke naam wordt dan toegevoegd: -ide.

Voorbeelden:
Cl- = chloride; O2- = oxide S2- = sulfide N3- = nitride

Opdracht 3
Schrijf de formules op van bromide, fosfide en sulfide.

Positieve ionen krijgen die naamsverandering niet.
Als een metaal meerdere valenties heeft (bijvoorbeeld: ijzerionen kunnen 2+ of 3+ zijn) dan moet je de juiste valentie in de naam van de stof er bij schrijven m.b.v. een Romeins cijfer:
ijzer(II)chloride = FeCl2 (ionen Fe2+ en Cl-) Het ijzer heeft hier een valentie 2
lood(IV)oxide = PbO2 (ionen: Pb4+ en O2-) Het lood heeft hier een valentie 4

Een metaal als vrij element, rood koper bijvoorbeeld, of tin, heeft nog niet gereageerd; de atomen hebben hun valentie-elektronen nog niet afgestaan en zijn nog neutraal.


1.1 het ionrooster

Stoffen die uit ionen zijn opgebouwd vormen IONROOSTERS.
De verschillende ionen gaan zich netjes rangschikken.
Positieve ionen zijn omgeven door negatieve en negatieve ionen zijn omgeven door positieve (allemaal vanwege die aantrekkingskracht natuurlijk).
Die roosters zitten door al die aantrekkingskrachten erg stevig in elkaar.
Het is handig om alvast te weten dat de meeste stoffen met een ionrooster zouten genoemd worden.

Opdracht 4
Probeer je het ionrooster van NaCl voor te stellen waarbij de positieve en negatieve ionen keurig tegen elkaar aanliggen (zie de afbeelding hierboven).
De waarden van ionladingen kun je vinden in tabellen, net zoals de waarden van de ionstralen (dus hoe groot de ionen zijn).
Bereken de aantrekkingskracht tussen de Na+ en Cl- ionen in het keukenzoutkristal.

Opdracht 5
Geef voor de volgende verbindingen aan of ze een ionbinding hebben; zo ja, noteer dan de ionformule:

NaCl     C6H12O6     FeCl3     Na2SO4

Als stoffen uit ionen zijn opgebouwd, vormen ze geen moleculen.
Moleculen bespreken we verderop in dit hoofdstuk, maar het is goed om alvast te weten dat moleculen opgebouwd zijn uit aan elkaar gekoppelde atomen, maar niet in de vorm van ionen.
Moleculen zijn neutraal.

Ook stoffen met ionbindingen zijn neutraal, maar alleen omdat er evenveel negatieve als positieve ladingen in zitten.
Positieve en negatieve ionen gaan altijd zo bij elkaar zitten dat in totaal een neutrale stof ontstaat: met evenveel positieve als negatieve lading.

De positieve en negatieve ionen gaan in een bepaalde vaste verhouding in ongelooflijk grote hoeveelheden en netjes gerangschikt bij elkaar zitten in Het IONROOSTER.

De verhouding waarin die ionen bij elkaar gaan zitten wordt aangegeven d.m.v. cijfertjes rechtsonder, alsof het een molecuulformule is, maar eigenlijk is het een VERHOUDINGSFORMULE.
Let op: op het eerste gezicht lijkt er geen verschil tussen verhoudingsformule en molecuulformule.



2. De metaalbinding


Metalen hebben alleen maar metaalatomen. En die willen meestal elektronen afstaan en vormen dan positieve ionen.
Maar als een stof (een metaal) dus alleen maar atomen om zich heen heeft die willen afstaan, waar gaan hun valentie-elektronen dan naar toe, hoe zit dat?
Het blijkt dat die afgestane (valentie)-elektronen in een soort autonome toestand terecht komen; ze gaan samen bewegen, samenwerken, bij elkaar zitten, en bereiken op die manier iets wat ze graag willen: ruimte.
Dat geldt niet alleen bij metaalbindingen, maar bij alle chemische bindingen, dat elektronen ernaar streven dat ze ruimer kunnen bewegen.
Je moet eigenlijk zeggen: ze bereiken meer stabiliteit.

Die valentie-elektronen van de metaalatomen gaan zo eigenlijk bij alle metaalatomen behoren; ze bewegen zich daaromheen.

Tegelijk kun je het dus ook zo zien: Ze hebben in feite hun valentie-elektronen afgestaan en zijn positieve ionen geworden. We spreken hier ook wel van 'atoomrompen'.


2.1 het metaalrooster

     
De metaalatomen en (na verlies van elektronen) dus ook de ionen hebben hun vaste plek in een rooster, ze zijn keurig geordend, net als bij het ionrooster, maar nu noem je dat het METAALROOSTER.
Al die positieve ionen worden bij elkaar gehouden door de 'vrij rondbewegende' vrije elektronen.
Die (nog altijd negatieve) elektronen mag je beschouwen als een soort lijm die de atoomrompen, de metaalionen, bij elkaar in het rooster houden.
Deze valentie-elektronen worden 'vrij' genoemd omdat ze niet meer vastzitten aan één atoom.
De aantrekking tussen die negatieve vrij bewegende elektronen en de positieve ionen in het rooster noemen we: METAALBINDING.


Metaalbinding = aantrekkingskracht tussen (negatieve vrije) elektronen en (positieve) metaalionen in een rooster

Deze aantrekkingskrachten kunnen behoorlijk sterk zijn. Maar er is wel verschil per metaal.
Om een ijzerrooster te verbreken (dat wil zeggen: om ijzer te smelten) heb je heel hoge temperaturen nodig, maar het metaal lood smelt veel gemakkelijker. (zie hierover module 5)


Opdracht 6 is een actie-opdracht
[een actie-opdracht moet je in groepjes proberen op te lossen. Soms zijn er opdrachten bij die je als praktikum kunt uitvoeren]

Je doet een aantal (8) opdrachten volgens een vast patroon van (tien) vragen (de vragenlijst).
Je krijgt eerst een voorbeeld(reactie van ijzer met zwavel). Met dat voorbeeld bespreken we eerst al die vragen, zodat je bij de 8 opdrachten weet wat je moet doen.
Het is niet de bedoeling dat je de reacties ook zelf echt doet. Het blijft dus theorie, papierwerk.

1. kalium met chloor 2. magnesium met zuurstof 3. natrium met zwavel 4. zink met argon
5. aluminium met fosfor 6. zilver met arseen 7. chroom met zuurstof 8. magnesium met helium

De vraag is elke keer of de twee stoffen met elkaar reageren en, zo ja, wat je dan kunt weten over de chemische binding tussen die twee.
Elke reactie moet je bestuderen aan de hand van de vragenlijst hieronder.
    de vragenlijst:
  1. Heb je deze reactie al eens eerder gezien of gedaan? Zo ja, hoe verliep die reactie in de praktijk?
  2. Welke formules hebben de twee elementen? Geef ook de aggregatietoestanden (s) (l) (g)
  3. Wat moet er met beide reactanten gebeuren om losse atomen te krijgen? Noteer dit m.b.v. formules
  4. Schrijf de elektronenformules op van de twee atoomsoorten. Zie zo nodig P.S. of tabel.
  5. Zijn er atomen bij die elektronen volledig willen opnemen of afstaan? Zo ja, noteer de bijbehorende reactie
  6. Kan er een reactie plaats vinden? Zo nee, dan moet je nu naar de volgende reactie overgaan
  7. Schrijf van het produkt de bijbehorende formules op:
    1. ionenformules van losse ionen in het produkt
    2. verhoudingsformule en elektronenformule
  8. Welk bindingstype is er dus ontstaan?
  9. Schrijf de naam van het produkt op. Ken je die stof uit de praktijk?
  10. Maak een kloppende reactievergelijking




3. De covalente binding, of atoombinding

Als twee niet-metalen met elkaar reageren, komen twee atoomsoorten bij elkaar die het liefst elektronen opnemen en negatief worden.
Niet metalen hebben immers al aardig wat elektronen in de buitenste schil. Voor hen is het gemakkelijker tot het voorkeursgetal 8 te komen door op te nemen.
Maar ja, allebei opnemen, hoe gaat dat, als er geen metalen in de buurt zijn die elektronen willen aanleveren?!

Toch kunnen de atomen van die niet-metalen allebei edelgasconfiguratie krijgen als ze een deel van elkaars valentie-elektronen gemeenschappelijk gaan gebruiken.
Om dat voor elkaar te krijgen moeten die atomen zeer dicht bij elkaar gaan zitten. Ze schuiven een beetje in elkaar.
Op deze manier kunnen ook niet-metalen wel degelijk met elkaar reageren.
Ook hier krijgen de valentie-elektronen daardoor meer bewegingsruimte (ze worden stabieler).

Omdat hierbij geen valentie-elektronen volledig worden overgedragen van de een naar de ander, kunnen er ook geen positieve of negatieve ionen ontstaan.
Er ontstaan dus hier geen ionbindingen.

Vergelijk in de volgende afbeeldingen twee stoffen: CO2 en SO2




Covalente bindingen = gemeenschappelijk gebruik van elkaars elektronen door twee atomen

Beide atomen willen dus elektronen winnen, maar zo'n "win-win-situatie" kan alleen bij samenwerking.

Stel even dat twee niet-metalen met elkaar reageren; noem de twee niet-metalen P en Q.
Één atoom van P begint dan elektronen gemeenschappelijk te gebruiken met één atoom van Q. Ziedaar de start van de reactie.
Als éen van beide atoomsoorten dan nog geen edelgasconfiguratie heeft (normaal gesproken dus 8 valentie-elektronen, maar bij waterstof 2), wordt er een derde atoom bijgehaald. Dit gaat net zolang door tot alle erbij betrokken atomen edelgasconfiguratie hebben.
Daarbij is de regel dat gelijksoortige atomen liever niet aan elkaar koppelen (behalve C-atomen).
Als er dus zwavel- en zuurstofatomen bij elkaar komen, dan zullen atomen S en atomen O graag aan elkaar koppelen, liever dan twee S-atomen aan elkaar of twee O-atomen.

Opdracht 7
Probeer op te schrijven, te schetsen, wat er gebeurt als men losse atomen van fosfor en van zuurstof samen laat reageren.

Opdracht 8
Kies je antwoord en leg dat antwoord uit:
    Als atomen van waterstof en zuurstof elkaar ontmoeten vormt zich
  1. een ionbinding
  2. een polaire covalente binding
  3. een apolaire covalente binding
  4. helemaal geen binding



3.1 het molecuul

Als 2 of meer atomen covalent aan elkaar worden verbonden, en er vormen zich neutrale deeltjes, dan worden dat moleculen genoemd.
Het kan dan gaan om verschillende (meestal), maar ook om gelijke atomen (soms).

Opdracht 9
Is keukenzout uit moleculen opgebouwd? Leg je antwoord uit.

Iets over de driedimensionale vorm van moleculen.
Bekijk goed de onderstaande ruimtelijke molecuulmodellen:
    

links zou bijvoorbeeld tetrachloormethaan kunnen zijn en rechts is dan dichloormethaan


de cyclische vorm van glucose

Moleculen zijn opgebouwd uit 2 of meer aan elkaar gekoppelde atomen.
Ze bezetten ruimte en hebben een driedimensionale vorm.
Zo zijn er zeer eenvoudige moleculen, zoals H-H (H2).
Dit waterstofmolecuul is klein, lineair en symmetrisch.
Maar de meeste moleculen bezetten veel meer ruimte, zijn vaak ook veel groter, zoals glucose.

Opdracht 10
Controleer in elke structuur:
  • of het totaal aantal valentie-elektronen juist is en
  • of de atomen er in geslaagd zijn een stabiele elektronenverdeling te realiseren.


Antwoord 03-10

Als een deeltje een ongepaard elektron heeft is het deeltje zeer reactief en wordt radicaal genoemd.

Het aantal atomen dat van elke soort in een molecuul aanwezig is, geeft men aan met een cijfertje rechtsonder. Zo krijg je een MOLECUULFORMULE.

In de afbeeldingen hierboven zie je de moleculen CO2 en SO2. Elk molecuul is hier opgebouwd uit drie aan elkaar gekoppelde atomen.

Opdracht 11
Leg uit of de volgende formules verhoudings of molecuulformules zijn: H2O     NaCl     FeS     P4

Heel vaak kunnen twee niet-metalen maar op één manier een molecuul vormen, maar het gebeurt ook wel dat er verschillende combinaties mogelijk zijn.
Als twee niet-metalen verschillende moleculen kunnen vormen, dan moet je dat aan de naam kunnen zien.
In dat geval gebruik je extra regels voor de naamgeving, namelijk met voorvoegsels (zie hiervoor ook module 4):
 
mono 1 di 2 tri 3 tetra 4 penta 5
hexa 6 hepta 7 okta 8 nona 9 deka 10

De naam van een stof kan volgens deze regels behoorlijk ingewikkeld worden, wat soms iets overbodigs heeft. Sommige namen worden dan toch weer afgekort.
Kijk maar naar de tabel hieronder met een paar voorbeelden. Je hebt vast wel gehoord van 'koolmonoxide' of 'kooldioxide'.
CO (mono)kool(stof)mon(o)oxide
CO2 (mono)kool(stof)dioxide
P2O5 (di)fosforpentaoxide
P2O3 (di)fosfortrioxide


Opdracht 12
Schrijf de namen op van de volgende stoffen:
N2O NO N2O3 CuCl PbS SO2


Aan het volledig afstaan of opnemen van elektronen is een beperking van drie maximaal; vierwaardige ionen kom je hoogst zelden tegen.
Zo'n beperking geldt niet voor gemeenschappelijk gebruik van elektronen in de atoombindingen.
Een atoom mag best vier of zes elektronen gemeenschappelijk hebben met een ander atoom.

In de structuurformule van een molecuul kun je eventueel alle valentie-elektronen er bij schrijven in de vorm van puntjes.
Je hebt dan weer een ELEKTRONENFORMULE. Een elektronenformule hoeft zich dus niet te beperken tot één atoom.

Als je alle valentie-elektronen met puntjes in de formule aangeeft, kun je precies zien waar de elektronen gemeenschappelijk worden gebruikt.
In plaats van puntjes worden meestal streepjes gebruikt (twee puntjes is één streepje). Normaal is dat elektronen in paren optreden. Een streepje tussen twee atomen wijst op zo'n gemeenschappelijk elektronenpaar.

Opdracht 13
Geef twee voorbeelden van elke formulesoort:
  1. molecuulformule
  2. structuurformule
  3. verhoudingsformule
  4. elektronenformule
  5. ionenformule


Als atomen elkaars elektronen gemeenschappelijk gebruiken, vormen ze moleculen. In het geval het atoomgroepje een lading heeft, noem je het een samengesteld ion, of complex ion.

Als je alle stoffen op onze aardkorst onderzoekt, mag je de conclusie trekken dat moleculen domineren; die zijn er meer dan stoffen met ion- of metaalbindingen.


3.2 Polaire atoombinding, dipoolmoleculen


Een binding tussen twee zulke atomen heet "polair"

I II III IV V VI VII VIII
1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Rb In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Bi Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra

metalen Cs
metalloiden Po
niet-metalen Se

Bovenstaand schema is het eenvoudig periodiek systeem (beperkt tot de hoofdgroepen I - VII)

de rode zone: de niet-metalen hebben de neiging om elektronen op te nemen en zo negatief te worden (Elektronegativiteit is groot) de blauwe zone: de metalen hebben de neiging om elektronen af te staan en zo positief te worden (Elektronegativiteit is klein)

Opdracht 14
Leg de details uit van dit schema.

Opdracht 15
Wat is de belangrijke reden van het ontbreken van bindingen van edelgasatomen met andere atomen of ionen?

3.3 ΔE


Metaalbindingen veel metalen hebben een lage E
Ionbindingen ΔE: > ±1,6
Covalente bindingen


- covalent, niet polair

- covalent, polair
0 < ΔE < ±1,6


0 < ΔE: < ±0,4

ΔE: > ±0,4

Opdracht 16
Probeer het bovenstaande schema te begrijpen en uit te leggen, waarin het verschil in elektronegativiteit van de twee verbonden atomen flink verschilt.

N.B.
In de natuurwetenschappen gebruiken we heel veel symbolen uit het griekse alfabet, zoals:
De griekse hoofdletter delta Δ: geeft het preciese verschil aan tussen twee waarden.
de griekse kleine letter delta δ: geeft alleen maar aan dat er een of ander klein verschil is.

In een covalente binding (atoombinding) kan er een verschil bestaan tussen de E-waarden (elektronegativiteit) van de twee deelnemende atomen.
Dan is er dus sprake van een ΔE, dat wil zeggen: een te berekenen verschil tussen de elektronegativiteiten van die twee atomen.
Er zal dan wat "verplaatsing" zijn van de elektronen tussen de atomen, dus van de elektronen die gemeenschappelijk gebruikt worden.
De kant waarnaar deze elektronen verschuiven zal dan een ietsje negatief worden, omdat elektronen nu eenmaal negatief zijn.
Die kant van de binding met het atoom met de sterkte aantrekking (de grootste ΔE), zal ietsje negatieve lading krijgen wat we aanduiden met: (δ-).
Aan de andere kant van de binding bevindt zich het atoom met de kleinste elektronegativiteit. Dat is dus het atoom dat zijn elektronen een beetje moet laten vieren, en dat atoom zal dus een ietsje positief worden = (δ+).

Covalente bindingen kunnen een volledig NIET-POLAIR karakter hebben als er geen sprake is van δ- en δ+.

Als er binnen een covalente binding een zeker verschil bestaat, als de gemeenschappelijke elektronen niet precies in het midden liggen, als er een zekere onevenwichtigheid bestaat van ladingen δ+ en δ-, dan noemt men de binding: POLAIR.

We bekijken het nog eens op een andere manier:
Hoe groter het verschil in elektronegativiteit in E van de elementen van een verbinding, des te meer ionkarakter heeft de binding tussen die elementen.

Zo heeft de stof Al2O3 70% ionkarakter en 30% covalent karakter.

Opdracht 17
Gegeven de moleculen CCl4     NH3     H2O     HF.
Wat kun je zeggen over de bindingen in deze moleculen, kijkend naar het verschil in elektronegativiteit?


Dipolen / dipoolmoleculen

De volgende afbeelding heb je al eerder gezien:

Moleculen kunnen één of meer polaire bindingen bevatten, en ze kunnen al dan niet een dipool zijn.
Dat hangt af van de symmetrie van het molecuul (bekijk de voorbeelden)

Voorbeelden:
CS2 (ΔE = ±0) CO2 (ΔE = ±1.0) H2O (ΔE = ±1.3)
Covalente bindingen Covalente bindingen Covalente bindingen
Niet polaire moleculen Niet polaire moleculen Polaire moleculen
Er is geen dipool Er is geen dipool Dipool
Er zijn geen δ+ en δ- Er zijn δ+ en δ- waarvan de zwaartepunten elkaar overlappen De zwaartepunten van δ+ en δ- overlappen elkaar niet (bevinden zich op afstand van elkaar)
S=C=S
O = C = O
δ-   δ+   δ-
δ+       δ+
H      H
\     /
  O
  δ-

Opdracht 18

Gegeven de moleculen van CCl4 en CH2Cl2, (zie afbeelding) en van NH3, H2O, HF
Welke conclusies kun je trekken als je deze moleculen met elkaar vergelijkt, wat betreft:
  • Polariteit
  • Dipolen
  • Het ionkarakter


Over het algemeen zullen polaire stoffen elkaar aantrekken en in andere polaire oplosmiddelen oplossen (bijvoorbeeld suiker in water).
Net zo kunnen we zeggen dat niet-polaire stoffen elkaar ook aantrekken en in elkaar oplossen (bijvoorbeeld vet in olie).
Polaire en apolaire stoffen mengen niet.
Hierover veel meer in module 5.

Opdracht 19
Een watermolecuul heeft geen lineaire, maar een driehoekige structuur. De drie atomen liggen dus niet op één lijn. Dit 'kleine' verschil heeft een enorme impact in onze wereld. Stel je eens voor dat het watermolecuul wel lineair zou zijn. Hoe zou de wereld er dan uitzien?

Antwoord 03-19


3.4 Dubbele en drievoudige bindingen


3-hexeen (Met een dubbele binding)

Opdracht 20
  1. Zoek op in de tabellen tabel IV en VI de volgende gegevens op:
    1. tabel IV: de inter-atomaire afstanden van covalente bindingstypes
    2. tabel VI: de bindingsenergieën van covalente bindingen
  2. Pak uit deze tabellen informatie over de bindingen: C - C, C = C, C ≡ C;
  3. Zet deze gegevens in een diagram en maak een grafiek.
    De x-as van die grafiek heeft die drie bindingen en de y-as heeft zowel de afstanden als de energieën.
    Dan krijg je dus twee verschillende grafieken in één schema.
  4. Kijk goed en trek je conclusies.
  5. Maak een schatting van afstand en energie van een C ... C binding in de benzeenring.

Opdracht 21
Is de volgende bewering waar?
"In een drievoudige binding, bijvoorbeeld in acetyleen (= etyn) gebruiken twee C-atomen in totaal 6 elektronen gezamenlijk"
Leg je antwoord uit.


3.5 Benzeen

De molecuulformule van benzeen is: C6H6
structuurformule van benzeen

Elk koolstof-toom in de ring heeft drie normale covalente bindingen. Zo blijft elk C-atoom nog zitten met een 'niet gepaard elektron' dat nog kan koppelen met welk ander atoom dan ook.
In totaal dus 6 elektronen in voorraad, en deze zes gaan nu op een bijzondere manier met elkaar, dus zonder andere atomen, een speciale π-binding (een "pi-binding) vormen. Daar komen we later uitvoerig op terug.
We behandelen hier niet de meer ingewikkelde bindingstypes, dus je mag de zaak hier versimpelen door te zeggen:
Die zes elektronen verkrijgen de gelegenheid om zich te verplaatsen over die ring van 6 atomen.
Ze mogen zich dus vrij over die ring bewegen en verkrijgen daardoor grote beweeglijkheid.
Dat betekent tegelijk: die ring wordt veel stabieler daardoor.
Als moleculen (uit de koolstofchemie) dit soort ringstructuren hebben met elektronenverplaatsing, dan spreken we van aromatische moleculen.



4. Combinaties van verschillende chemische bindingen

Tot nu toe hebben we alleen gesproken over eenvoudige of: ENKELVOUDIGE ionen.
Nu de drie hoofdbindingen besproken zijn (ionbinding, metaalbinding en atoombinding), kun je ook begrijpen dat er deeltjes zijn waar combinaties worden gevormd van deze bindingen.
Laten we daarvoor even kijken naar een zogenaamd samengesteld ion.
In samengestelde ionen zijn meerdere atomen d.m.v. atoombinding aan elkaar gekoppeld.
Als geheel vormen ze echter niet een neutraal molecuul, maar ze hebben een positieve of negatieve lading.
Voor alle ionen, enkelvoudige en samengestelde, geldt dat hun totaal aantal protonen (positief) en totaal aantal elektronen (negatief) niet gelijk zijn.

voorbeelden:
enkelvoudig: Na+     Cl-     H+
samengesteld: H3O+     OH     CO32-


Als de lading van een ion gegeven is, kun je aan die lading direkt zien hoe de verdeling is tussen protonen (positief) en elektronen (negatief) in dat ion.
bijvoorbeeld:
Een ion met een 2- lading heeft twee elektronen méér dan protonen.
Dit geldt zowel voor enkelvoudige als voor samengestelde ionen.

Opdracht 22
Gegeven de volgende ionen: Ba2+     H3O+    Cl-     OH-
Zoek m.b.v. het Periodiek Systeem uit, hoeveel protonen en elektronen elk ion heeft.

Samengestelde ionen bestaan meestal uit twee of meer atomen van niet-metalen; die zitten dan binnen dat negatieve ion via atoombindingen aan elkaar vast. (soms doen ook metalen mee in samengestelde ionen)

Opdracht 23
Schrijf de ionenformules op van vijf samengestelde ionen.

De meeste samengestelde ionen bezitten zuurstof + een ander niet-metaal en die zitten dan via atoombindingen aan elkaar gekoppeld.

Opdracht 24
Welke naamsuitgangen worden meestal gebruikt voor deze soort ionen?

Als in een stof geen metaal aanwezig is mag je meestal de conclusie trekken dat die stof geen ionen heeft en dat die stof opgebouwd is uit neutrale moleculen.
Alle atomen van zo'n stof zijn via atoombindingen aan elkaar gekoppeld. Een uitzondering: ammoniumzouten.

Een voorbeeld van een stof met meerdere bindingstypen is calciumcarbonaat, CaCO3.
Het is opgebouwd uit drie elementen, het metaal Calcium en de twee niet-metalen koolstof en zuurstof.
Het metaal (Calcium) zal zeer waarschijnlijk een positief ion zijn en de rest (dus CO32-) zal negatief zijn.
Tussen de ionen is er een ionbinding, maar binnen het negatieve ion bestaan covalente bindingen tussen O en C.

Opdracht 25
Geef naam en formule van een stof die opgebouwd is uit twee metalen en een niet-metaal, dus met twee bindingstypes: de ionbinding en de atoombinding.

Antwoord 03-25

5. Chemische binding en energie

Dit onderdeel loopt een beetje vooruit op module 7 over de scheikundige reacties, maar het is nuttig en terecht om hier alvast aandacht te vragen voor dit verschijnsel.

De chemische binding heeft altijd te maken met de valentie-elektronen.
Die willen graag zich verbinden omdat ze teveel energie hebben en via herschikking van elektronen kans zien om stabieler te worden.
De vorming van bindingen is dan ook meestal exotherm (zie ook module 7)

Hieronder vind je een tabel met bindingsenergieën.

Bij elke genoemde binding wordt de bindingsenergie gegeven in kJ/mol.
Als dat een hoog getal is, dan levert de vorming van deze binding uit de elementen blijkbaar veel energie op.

voorbeeld:
Als je twee mol H-atomen aan elkaar koppelt en daarbij 1 mol H-H bindingen vormt, dan levert dat 436 kJ op aan energie.


BINDINGSENERGIËN    x 100 kJ/mol

H-H

- 4,36

H-F

- 5,63

N≡N

- 9,45

C-F

- 4,4

F-F

- 1,53

H-Cl

- 4,32

C≡C

- 8,3

C-Cl

- 3,3

Cl-Cl

- 2,43

H-Br

- 3,66

C≡N

- 8,9

C-Br

- 2,8

Br-Br

- 1,93

H-I

- 2,99

C=O

- 8,0

C-I

- 2,4

I-I

- 1,51

H-O

- 4,646

C=S

- 2,6

C-O

- 3,5

H-O (alkanol)

- 4,5

N-H

- 3,9

C=C

- 6,1

H-S

- 3,44

C-C

- 3,5

C-H

- 4,1

O=O

- 4,98

P-H

- 3,22


Opdracht 26
Waarom zou een C-C binding een hogere bindingsenergie hebben dan een I-I binding?



6. Intermoleculaire krachten

Bij ionbinding zetten de ionen zich in een ionrooster. Bij metaalbinding is er een metaalrooster voor de deelnemende deeltjes.
Hoe zit dat bij moleculen?

Binnen een molecuul heersen 'intramoleculaire' krachten: de covalente bindingen.
Maar er bestaan ook krachten tussen moleculen onderling, die we 'intermoleculaire krachten' noemen.
We bespreken hier kort drie types:


6.1 VanderWaalskrachten

De Nederlandse onderzoeker Dr. van der Waals beschreef bepaalde krachten tussen moleculen, krachten waarmee moleculen elkaar aantrekken, ook als die moleculen a-polair zijn.
De aantrekking tussen apolaire moleculen, wordt door sommige auteurs de VanderWaalskrachten genoemd.
Maar er zijn ook boeken waar de VanderWaalskrachten op zowel de apolaire als op de polaire aantrekking slaan.
Het is niet eens zo vreselijk belangrijk hoe we ze noemen. Als je maar begrijpt dat er intermoleculaire krachten bestaan.
Deeltjes trekken elkaar aan omdat ze massa hebben.
De massa's van deeltjes kunnen - als ze elkaar benaderen - ook een zekere polariteit in elkaar veroorzaken (je noemt dat inductie).
Die is verantwoordelijk voor tijdelijke dipoolkrachten.
Het gaat hier niet om sterke krachten en ze zijn afhankelijk van het aantal elektronen in de deeltjes en hoe die te polarizeren zijn.
Het hangt ook samen met de grootte van de deeltjes.
Algemeen gesproken mogen we zeggen: de VanderWaalskrachten hangen samen met de molecuulmassa.

Opdracht 27
De moleculen van de Halogenen hebben lage smeltpunten, maar onderling verschillen die smeltpunten wel.
Maak gebruik van de tabellen en verklaar die verschillen.

Antwoord 03-27


6.2 dipoolkrachten

Net als polaire bindingen, hebben ook dipoolmoleculen (worden ook wel kortweg 'dipolen' genoemd) ladinkjes: δ+ (ietsje positief) aan één kant en aan de andere kant δ- (ietsje negatief).
Zodra twee moleculen elkaar ontmoeten zal de positieve kant van het ene molecuul de negatieve kant van een ander molecuul aantrekken.
De gelijk geladen kanten zullen elkaar afstoten.

Opdracht 28 is een actie-opdracht:
[een actie-opdracht moet je in groepjes proberen op te lossen. Soms zijn er opdrachten bij die je als praktikum kunt uitvoeren]

Onderstaande reacties ben je al eerder tegen gekomen. De bedoeling is dat je elke reactie behandelt volgens de vragenlijst met de zes vragen.

magnesium met zuurstof
jodium met calcium
koolstof met zuurstof
ijzer met zwavel
waterstof met zuurstof
De vragenlijst:
  1. Staan de elementen links of rechts in het Periodiek Systeem? Hebben ze grote of kleine atomen?
  2. Welke elektronegativiteit heeft elk element? Is dat hoog of laag?
  3. Noteer de atoomstraal, de vanderWaalsstraal en de ionstraal van beide atoomsoorten.
  4. Bereken ΔE.
  5. Geef (zo mogelijk) de ladingsverdeling in het produkt aan met δ+ en δ-
  6. Welk bindingstype valt voor het produkt te verwachten en waarom?


6.3 waterstofbruggen

De waterstofbrug is een andere manier waarop moleculen elkaar kunnen aantrekken en vasthouden.
Deze vorm van aantrekking heeft direct te maken met het bestaan van dipoolmoleculen, maar is toch net iets meer:
Behalve de aanwezigheid van dipoolkrachten is er ook sprake van H-bruggen:

Een H-atoomδ+ bevindt zich tussen twee δ- -atomen.

Zo'n H-brug lijkt een ionbinding, maar krijgt in werkelijkheid een soort covalent karakter.

δ-   δ+      δ-
O - H - - - O

    Een H-brug kan zich vormen onder de volgende vier voorwaarden:
  1. Het geheel moet een lineaire structuur hebben (alle drie atomen liggen op één lijn).
  2. de aanwezigheid van een Hδ+ is voorwaarde.
  3. De δ- -atomen moeten aanwezig zijn, waarvan één vaak zuurstof is, maar niet noodzakelijk. (het kan bijvoorbeeld ook Stikstof zijn)
  4. Die streepjes (- - - ) geven de brug aan: éen elektronenpaar van zuurstof kwam onder de invloedssfeer van het waterstof; zo begint een soort covalente binding te ontstaan.

       


6.4 het molecuulrooster

Naast het ionrooster en het metaalrooster, bestaan er ook molecuulroosters.
Zoals het woord als veronderstelt, is dit rooster opgebouwd uit moleculen.
In zo'n molecuulrooster houden de moleculen elkaar vast in een rooster door hun onderlinge aantrekkingskrachten. Die kunnen dus zijn: vanderwaals, polair of H-brug.
De vanderwaalskrachten hangen af van de massa van het molecuul. Hoe groter en zwaarder een molecuul, des te sterker het molecuulrooster.

Zo zitten suikermoleculen in een rooster en vormen kristallen. De krachten die deze moleculen bij elkaar houden zijn hier redelijk groot omdat suikermoleculen zwaar zijn en bovendien ook polair.
Er zijn dus ook polaire krachten aan het werk.

Watermoleculen zijn veel lichter, maar wel sterk polair. Die blijven dus niet zozeer bij elkaar wegens de vanderwaalskrachten, maar veeleer op basis van de polaire krachten.
Het eindeffect is dat ze pas bij 0oC een rooster vormen (vriespunt)