Chemische Bindingen
1. Valentie elektronen
In het hoofdstuk over atomen is gekeken naar hoe atomen zijn opgebouwd. Ook is hierbij gekeken naar hoe elektronen zich om de kern bevinden in schillen. In dit hoofdstuk zal de aandacht worden gevestigd op hoe elektronenschillen leiden tot nieuwe bindingen en hoe atomen uiteindelijk moleculen vormen. In de eerste sectie zal dan ook een terugblik worden geworpen op valentie elektronen, omdat deze een belangrijke rol spelen in chemische bindingen. Vervolgens zal een onderscheid worden gemaakt tussen de verschillende type bindingen die atomaire deeltjes bij elkaar houden, de covalente (molecuul) binding, ion binding en metaalbindingen. Met een beeld van de type bindingen zal de aandacht worden gevestigd op enkele notaties van stoffen. Hier wordt onderscheid gemaakt tussen de molecuulformules en structuurformules. De molecuulformules zijn vrij algemeen en zijn de meest vereenvoudigde weergave en zijn makkelijk te schrijven in een tekst. Het nadeel is echter dat deze geen informatie geven over hoe deze met elkaar verbonden zijn, daarvoor worden structuurformules gebruikt. Voor structuurformules kunnen de zogenaamde Lewis-structuren vooral inzicht bieden over de verdeling van elektronen in een molecuul. Tot slot zullen de type bindingen met elkaar worden vergeleken in termen van bindingsenergie.
Omdat het belangrijk is om goed te begrijpen hoe deze bindingen werken is het goed om in het kort elektronen schillen te hervatten. Afhankelijk van de positie in het periodiek systeem willen atomen elektronen opnemen of afstaan. Daarom zijn sommige atomen ook stabieler dan ionen. Hoeveel elektronen worden opgenomen of afgestaan hangt af van hoeveel elektronen zich momenteel in de schillen bevinden. Deze schillen zijn verdeeld in subschillen. Alle atomen proberen de schillen op te vullen tot ze de edelgasconfiguratie hebben bereikt. Toch kunnen elektronen niet willekeurig worden opgenomen. Gelijke ladingen stoten elkaar af (repulsie). Dus voor elke negatieve lading wordt het steeds lastiger om nog een elektron op te nemen.
Zo is bijvoorbeeld te zien dat de halogenen (een na laatste groep) grenst aan de edelgassen, het heeft dus nog een valentiebaan. Voor de halogenen geldt dan ook dat deze een elektron nog moeten opnemen om de schillen volledig te verzadigen, daarom zijn halogenen ook veelal negatief geladen. Aan de andere kant van de edelgassen grenzen de alkalimetalen (eerste groep). Deze willen dan juist nog een elektron verliezen om alle schillen zo volledig mogelijk te vullen en deze krijgen dan ook een positieve lading.
schillen:
K,L,M,N,O,P
subschillen:
s,p,d,f
Zo is bijvoorbeeld te zien dat de halogenen grenst aan de edelgassen, het heeft dus nog een valentiebaan. Voor de halogenen geldt dan ook dat deze een elektron nog moeten opnemen om de schillen volledig te verzadigen, daarom komen halogenen voornamelijk voor als anion. Aan de andere kant van de edelgassen grenzen de alkalimetalen. Deze willen dan juist nog een elektron verliezen om alle schillen zo volledig mogelijk te vullen en deze krijgen dan ook een positieve lading.
halogenen:
F, Cl, Br, I, At
anion:
negatief geladen ion
alkalimetalen:
Li, Na, K, Rb
Voorbeeld 1. Valentiebanen
Hoeveel valentiebanen hebben de atomen zuurstof en waterstof?
Waterstof is te zien in het begin van het periodieksysteem en is een plaats verwijderd van helium. Het heeft dus nog een lege ruimte om de K-schil volledig te vullen, dus heeft ook een valentiebaan.
Zuurstof is twee plaatsen verwijderd van neon en heeft dus nog twee elektronen nodig om de L-schil volledig te vullen, dus heeft twee valentiebanen.
1.1. Valentie elektronen weergeven het aantal stabiele bindingen
Wanneer wordt gesproken over een verdeling van elektronen in schillen wordt vooral hier met name een symmetrische verdeling bedoeld. In andere woorden, de aantallen zijn gelijk in alle zijden. Elektronen komen ook daarom voor in paren en niet los. Ongepaarde elektronen heten ook wel radicalen. Ter herinnering zijn de kenmerkende patronen in alle periodes herhaald;
- Alkalimetalen zijn meestal positief geladen (Li+, Na+, K+, Rb+, Cs+, Fr+)
- Aardalkalimetalen hebben twee positieve ladingen (Be2+, Mg2+, Ca2+, Sr2+, Ba2+)
- Halogenen (niet-metalen) hebben een negatieve lading (F−, Cl−, Br−, I−, At−)
- Sommige niet metalen/metalloïden hebben twee negatieve ladingen (O2−, S2−, Se2−, Te2−, Po2−)
De elektronen in de buitenste schil heten ook wel valentie elektronen. Dit zijn de elektronen die een binding kunnen aangaan. In een latere sectie zal de notatie van valentie elektronen worden behandeld en hoe deze bijdragen in bindingen.
Voorbeeld 2. Aantal bindingen
Hoeveel stabiele bindingen kunnen de atomen aangaan?
a. Zuurstof
Zuurstof is een niet-metaal en is in het periodiek systeem twee plaatsen verwijderd van neon. Het heeft dus twee elektronen nodig om de L-schil volledig te vullen met elektronen, dus zuurstof heeft twee valentie elektronen en kan dus twee stabiele bindingen aangaan.
b. Argon
Argon is een edelgas en heeft geen valentie elektronen. Daarom zal onder normale omstandigheden argon ook niet binden met andere atomen. De edelgassen komen ook eerder voor als gassen dat bestaat uit losse atomen (atomaire gas).
c. Magnesium
Magnesium is twee plaatsen verwijderd van neon en heeft twee valentie elektronen. Het zal dus twee elektronen moeten afstaan om de edelgasconfiguratie te bereiken.
normale omstandigheden:
\(293 K (20 °C)\)
\(p=p_0 =1 atm\)
1.2. Atomen kunnen meerdere bindingen aangaan
Wanneer meerdere valentie elektronen beschikbaar zijn kunnen ook meerdere bindingen worden gevormd. Deze bindingen hoeven echter niet te worden verdeeld over verschillende atomen. Het is namelijk mogelijk om meerdere bindingen te vormen met hetzelfde atoom (homo-atomair). Chemische bindingen worden met een streep weergegeven. Dus voor een willekeurig element \(X\) kunnen we schrijven.
| enkele binding | dubbele binding | driedubbele binding |
Atomen met beschikbare valentie banen/elektronen komen onder normale omstandigheden dan ook niet los voor in de natuur. Alle halogenen en sommige niet-metalen komen bijvoorbeeld voor als moleculaire gassen. Een ezelsbruggetje van alle atomen dat moleculaire gassen vormen is Br-I-N-Cl-H-O-F.
Voorbeeld 3. Moleculaire gassen
De lucht bestaat voor 80% uit stikstofgas en 20% zuurstofgas. Een bron van energie is waterstofgas. Dit zijn voorbeelden van moleculaire gassen, soms ook wel diatomaire gassen genoemd. Atomen kunnen ook dezelfde soort binden om een stabielere binding te vormen.
| Waterstof gaat één binding aan. | Zuurstof gaat twee bindingen aan, dus vormt een dubbele binding. | Stikstof gaat drie bindingen aan, dus vormt een driedubbele binding. |
Test je kennis
Samengestelde zouten worden bij elkaar gehouden door zowel ionbindingen als covalente bindingen.
Beide ionen hebben een negatieve lading en stoten elkaar af.
a. Cl