H13. Intramoleculaire binding en Lewisformules
1. Intramoleculaire bindingen
Intramoleculaire bindingen = bindingen tussen de atomen binnen moleculen → dus de bindingen in
een molecule
➔ Dit noemt men chemische bindingen
Atomen streven naar een octetconfiguratie op de buitenste schil → daarom gaan ze chemische
bindingen aan
➔ Bij chemische bindingen spelen enkel de buitenste elektronen (valentie-elektronen) een rol
→ Lewis besloot daarom om enkel de valentie-elektronen af te beelden:
➔ Voorbeelden:
11Na: (10Ne) 3s1
17Cl: (10Ne) 2s2 2p5
2. Soorten bindingstypes
Er zijn 3 soorten chemische bindingen:
1) Atoombindingen of covalente bindingen
▪ = Verbindingen tussen 2 niet-metalen
▪ Binnen deze soort zijn er nog verschillende soorten:
a) Normale covalente bindingen
➢ Elk atoom stelt evenveel ongepaarde elektronen ter beschikking
➢ Bv. het ene ongepaarde elektron van H zal een binding aan gaan
met het ongepaarde elektron van Cl
---> Cl heeft nu 8e- en H 2e- op buitenste schil met 2 gedeelde e-
b) Donor-acceptor bindingen
➢ 1 atoom levert het elektronenpaar
➢ Er zal een extra binding worden aangegaan door gebruik van een vrij
elektronenpaar van één van de atomen
➢ Datieve binding = als de donor de kleinste ENW heeft
➢ Coördinatieve binding = als de donor de grootste ENW heeft
2) Ionbindingen
▪ = Verbindingen tussen een metaal + een niet-metaal
→ Metalen hebben een voldoende lage ENW om het elektron af te splitsen
→ Niet-metalen hebben een voldoende hoge ENW om het elektron volledig aan te
trekken
▪ Elektronen worden volledig uitgewisseld waardoor er ionen ontstaan → de aan-
trekkingen van positieve + negatieve ladingen zorgen voor de binding
▪ Bv. Na (metaal) en Cl (niet-metaal)
➔ Na → Na+ + e-
➔ Cl2 +2 e- → 2 Cl-
1. Intramoleculaire bindingen
Intramoleculaire bindingen = bindingen tussen de atomen binnen moleculen → dus de bindingen in
een molecule
➔ Dit noemt men chemische bindingen
Atomen streven naar een octetconfiguratie op de buitenste schil → daarom gaan ze chemische
bindingen aan
➔ Bij chemische bindingen spelen enkel de buitenste elektronen (valentie-elektronen) een rol
→ Lewis besloot daarom om enkel de valentie-elektronen af te beelden:
➔ Voorbeelden:
11Na: (10Ne) 3s1
17Cl: (10Ne) 2s2 2p5
2. Soorten bindingstypes
Er zijn 3 soorten chemische bindingen:
1) Atoombindingen of covalente bindingen
▪ = Verbindingen tussen 2 niet-metalen
▪ Binnen deze soort zijn er nog verschillende soorten:
a) Normale covalente bindingen
➢ Elk atoom stelt evenveel ongepaarde elektronen ter beschikking
➢ Bv. het ene ongepaarde elektron van H zal een binding aan gaan
met het ongepaarde elektron van Cl
---> Cl heeft nu 8e- en H 2e- op buitenste schil met 2 gedeelde e-
b) Donor-acceptor bindingen
➢ 1 atoom levert het elektronenpaar
➢ Er zal een extra binding worden aangegaan door gebruik van een vrij
elektronenpaar van één van de atomen
➢ Datieve binding = als de donor de kleinste ENW heeft
➢ Coördinatieve binding = als de donor de grootste ENW heeft
2) Ionbindingen
▪ = Verbindingen tussen een metaal + een niet-metaal
→ Metalen hebben een voldoende lage ENW om het elektron af te splitsen
→ Niet-metalen hebben een voldoende hoge ENW om het elektron volledig aan te
trekken
▪ Elektronen worden volledig uitgewisseld waardoor er ionen ontstaan → de aan-
trekkingen van positieve + negatieve ladingen zorgen voor de binding
▪ Bv. Na (metaal) en Cl (niet-metaal)
➔ Na → Na+ + e-
➔ Cl2 +2 e- → 2 Cl-
