Bronvermelding: https://jeweka.nl/category/theorie-en-werkboeken Module 2 Deel 1 Hoofdstuk 1 Blz 33-39

Een chemische binding is de aantrekkende kracht tussen 2 of meer ionen, atomen of moleculen van een gegeven scheikundige stof. De aantrekkingskrachten binnen een atoom, tussen protonen, neutronen en elektronen, zijn geen chemische, maar fysische bindingen. In dit artikel wordt er ingegaan op de chemische binding van ionen, atomen en metalen met duidelijke tekeningen en uitleg

De valentie of de waardigheid van een element

De reden waarom elementen met elkaar reageren is gelegen in een natuurkundig verschijnsel dat neerkomt op het streven naar de laagste energietoestand.

Uit het feit dat edelgassen niet (He, Ne, Ar) of nauwelijks (Kr, Xe) reageren, volgt dat de elektronenverdeling van een edelgas overeenkomt met een lage energietoestand. Met een fraaie term noemen we deze edelgas-elektronenverdeling de Edelgasconfiguratie.

Elementen die een binding aangaan, streven naar edelgasconfiguratie

Bijvoorbeeld: de edelgasconfiguratie ontstaat als het natriumatoom een elektron afstaat. Het natriumatoom is nu niet neutraal meer, het heeft een lading. De lading drukken we uit in een getal gevolgd door een + of -.

Het afstaan van een elektron wordt als volgt weergegeven: Na–> Na+ + e. Het getal dat de lading van het atoom met edelgasconfiguratie aangeeft, is de valentie of de waardigheid van het element. Het is een kwestie van elektronen afstaan of opnemen.

De lading van de atoomkern blijft ongewijzigd. De valentie is positief bij het afstaan van elektronen en negatief bij het opnemen van elektronen. De elektronen die worden afgestaan of opgenomen, worden aangemerkt als de valentie-elektronen.

De valentie of de waardigheid van een element is de lading die het atoom van dat element verkrijgt als het door opnemen of afstaan van elektronen de toestand van de edelgasconfiguratie bereikt.

Elementen waarvan de atomen nogal makkelijk één of meer elektronen kunnen afstaan, noemen we de elektropositieve elementen. Ze vormen immers positief geladen atomen. Magnesium is daar een voorbeeld van: Mg–> Mg2+ + 2e.

Elementen waarvan de atomen nogal makkelijk één of meer elektronen kunnen opnemen, noemen we de elektronnegatieve elementen. Ze vormen negatief geladen atomen. Zo’n atoom is bijvoorbeeld chloor: Cl + e –>Cl

Ionen, kationen en anionen

Atomen met een elektrische lading zijn atomen die één of meerdere elektronen hebben afgestaan of opgenomen. We noemen deze geladen atomen ionen. De lading van het ion kan zowel positief (elektronen afstaan) als negatief (elektronen opnemen) zijn.

Een ion is een atoom met een elektrische lading.

Tussen elektrische tegengestelde ladingen bestaat een aantrekkingskracht. Hierdoor gaan bij elektrolyse de positieve ionen naar de negatieve elektrode, de kathode. Een positief ion heet zodoende een kation.

Een negatief ion in datzelfde elektrolysebad wordt door de positieve elektrode, de anode, aangetrokken. Een negatief ion heet daarom een anion.

Chemische binding gebeurt ook in elektrolyse. Hierbij vormen zich ionen, kationen en anionen
Elektrolyse

Wat is nou de binding van ionen?

De hiervoor genoemde aantrekkingskracht tussen elektrisch tegengestelde ladingen ligt ten grondslag aan een bepaald type chemische binding. In afbeelding 1.14 en 1.15 is het mechanisme weergegeven. Dit type binding is de ionbinding of elektrovalente binding.

Tegengestelde ladingen trekken elkaar aan en vormen zo een binding
Tegengestelde ladingen trekken elkaar aan

Als voorbeeld de verbinding keukenzout, natriumchloride NaCl:

De chemische binding van keukenzout is Natriumchloride
Tegengestelde geladen ionen trekken elkaar aan

Zowel natrium als chloor streven naar de edelgasconfiguratie. Dat komt hier prachtig uit. Natrium wil 1 elektron kwijt, terwijl chloor juist 1 elektron wil opnemen! anders gezegd, een ionbinding komt tot stand door overdracht van elektronen.

Bij een ionbinding vindt overdracht van elektronen plaats.

De ionen Na+ en Cl- trekken elkaar aan en zullen elkaar naderen. De elektronenwolken van beide ionen oefenen een afstotende kracht op elkaar uit. Zodra beide krachten in evenwicht zijn, is het molecule gevormd.

Hierbij komt energie vrij. Vast keukenzout vormt een kristalrooster waarin ieder Na+-ion wordt omgeven door 6 Cl- ionen. Ieder Cl- ion wordt op zijn beurt weer omgeven door 6 Na+ ionen.

Een andere zeer sterke ionbinding is aluminiumoxide (Al2O3). Hierbij verbinden 2 Al+ ionen zich met 3 O- ionen. Deze verbinding is zo sterk doordat de 2 aluminium-ionen samen een lading hebben van 6+ en de 3 zuurstof-atomen gezamenlijk een lading van 6-.

In het algemeen geldt dat sterk elektropositieve en sterk elektronegatieve elementen ionbindingen vormen.

De binding van Atomen

Met het model van de ionbinding is niet te verklaren waarom stoffen als waterstof, stikstof, zuurstof, uit twee-atomige (di-atomaire) moleculen zijn opgebouwd. Er moet dus nog een ander type binding bestaan.

De hier bedoelde binding is gebaseerd op het gemeenschappelijk gebruik van één of meer elektronenparen ter verkrijging van edelgasconfiguratie. De twee waterstofatomen uit het waterstofmolecule hebben beide een edelgasconfiguratie.

Dit komt doordat het gevormde elektronenpaar (van elk atoom één elektron) in één baan om beide kernen draait. Men noemt dit type binding een atoombinding of Covalente binding.

De atoombinding ontstaat door het gemeenschappelijke gebruik van één of meer elektronenparen.

Hieronder zie je een afbeelding van het molecule H2, waterstofgas. Beide elektronen draaien om beide kernen heen. Op deze manier hebben beide atomen afwisselend twee elektronen. Dit lijkt op de configuratie van het edelgas helium: elk helium-atoom heeft 2 elektronen.

De binding van het atoom waterstof
Een atoombinding van waterstof

Het chloormolecule vormt op dezelfde wijze als waterstof een atoombinding. Het elektronenpaar beschrijft als het ware een achtbaan om de beide chlooratomen. Voor elk chlooratoom is het nu net of er 8 elektronen in de buitenste baan aanwezig zijn.

De binding van chloor
Atoombinding van chloor

Het zuurstofmolecule kent twee, het stikstofmolecule drie gemeenschappelijke elektronenparen. De elektronenparen worden voorgesteld door twee (vette) stippen of één streepje. Met name in de koolstofchemie is het streepje gebruikelijk.

Afbeelding van een atoombinding, door middel van stippen
Afbeelding van een atoombinding, door middel van stippen
Afbeelding van een atoombinding, door middel van strepen
Afbeelding van een atoombinding, door middel van strepen

Grofweg kunnen we stellen dat een verbinding van een metaal met een niet metaal in de regel een ionbinding is en een verbinding van niet-metalen onderling een atoombinding.

De binding van metalen + afbeelding

Zowel in de ion- als in de atoombinding zijn de elektronen sterk aan de kern(en) gebonden. Geleiding van een elektrische stroom is dan niet mogelijk, dat vereist namelijk juist veel niet-gebonden elektronen.

Metalen zijn echter de elektrische geleiders bij uitstek. Dit betekent dat de atomen in de metalen ‘bijeen worden gehouden’ op een manier die veel vrije (ongebonden) elektronen mogelijk maakt. Dit type binding is de metaalbinding.

De metaalionen vormen een rooster. Dit rooster wordt bijeen gehouden door vrij rond de metaalionen bewegende valentie-elektronen. De valentie-elektronen behoren hier niet meer tot een bepaald metaalatoom, ze zwermen als een soort ‘elektronengas’ door het metaalrooster.

De metaalbinding gebeurt met elektronen die door de metaalionen heen zweven
De metaalbinding

In de metaalbinding wordt het rooster bijeengehouden door de vrije valentie-elektronen.

Bronvermelding: https://jeweka.nl/category/theorie-en-werkboeken Module 2 Deel 1 Hoofdstuk 1 Blz 33-39

Toomax - standaar banner

Geef een reactie

Deze site gebruikt Akismet om spam te verminderen. Bekijk hoe je reactie-gegevens worden verwerkt.