Hoofdstuk 2 Bindingstypen
§2.1 Metaalbinding
Van een metaal bestaan geen moleculen. De eigenschappen van metalen kun je aan de
hand van microstructuren verklaren.
Een metaalatoom heeft meestal 1, 2 of 3 elektronen in de buitenste schil
(valentie-elektronen). In de vaste fase zijn de atoomresten gerangschikt in een kristalrooster:
het metaalrooster. Een metaal bestaat uit positieve atoomresten en vrij bewegende
negatieve elektronen (op microniveau). Deze deeltjes trekken elkaar sterk aan en dit zorgt
ervoor dat de metaalatomen onderling een stevige binding hebben: de metaalbinding.
Metalen zijn vervormbaar, hebben een hoog smeltpunt, geleiden elektriciteit en warmte.
Corrosie = aantasting van metalen doordat ze makkelijk reageren met stoffen uit de lucht.
De bekendste vorm is de corrosie van ijzer: roest. Metalen die te maken kunnen krijgen met
corrosie heten onedele metalen. Edelmetalen worden niet aangetast door stoffen in de lucht.
Zeer onedele metalen reageren erg heftig, je kunt vuurverschijnselen waarnemen. Ze
worden daarom bewaart in olie (natrium en kalium bijvoorbeeld).
Legering/alliage = mengsel van een vaste stof met een metaal, hierdoor kunnen de
eigenschappen van het metaal worden veranderd (soms wordt er een niet-metaal
toegevoegd).
Erts = een gesteente dat een economische winbare concentratie van een bepaalde delfstof
bevat.
§2.2 Molecuul- en atoombinding
Vanderwaalsbinding = een aantrekkingskracht tussen twee deeltjes die altijd aanwezig is.
Het is een relatief zwakke binding, hoe groter de moleculen des te sterker de
vanderwaalsbinding is.
In de vaste fase zitten moleculen op microniveau netjes opgestapeld in een molecuulrooster.
De moleculen bewegen zachtjes in dit rooster. Hoe harder ze trillen, hoe hoger de
temperatuur en hoe zwakker de vanderwaalsbinding. De moleculen kunnen in de vloeibare
fase langs elkaar heen bewegen. Boven het kookpunt breken de vanderwaalsbindingen af.
De moleculen kunnen vrij door de ruimte bewegen. Hoe sterker de vanderwaalsbinding, hoe
hoger het smelt- kookpunt van de stof.
De halogenen komen één elektron tekort voor de edelgasconfiguratie (8e- in de buitenste
schil). Dit tekort kan worden opgevuld door een binding aan te gaan met een ander
niet-metaalatoom. Hierdoor bereiken beide atomen de edelgasconfiguratie. Door het vormen
van atoombindingen ontstaan er stabiele groepjes atomen: moleculen. Het gedeelde
elektronenpaar wordt ook wel gemeenschappelijk elektronenpaar genoemd. De
atoombinding is een gemeenschappelijk elektronenpaar dat twee positieve atoomresten aan
elkaar verbindt. Een atoombinding is heel sterk en wordt verbroken met een chemische
reactie.
§2.1 Metaalbinding
Van een metaal bestaan geen moleculen. De eigenschappen van metalen kun je aan de
hand van microstructuren verklaren.
Een metaalatoom heeft meestal 1, 2 of 3 elektronen in de buitenste schil
(valentie-elektronen). In de vaste fase zijn de atoomresten gerangschikt in een kristalrooster:
het metaalrooster. Een metaal bestaat uit positieve atoomresten en vrij bewegende
negatieve elektronen (op microniveau). Deze deeltjes trekken elkaar sterk aan en dit zorgt
ervoor dat de metaalatomen onderling een stevige binding hebben: de metaalbinding.
Metalen zijn vervormbaar, hebben een hoog smeltpunt, geleiden elektriciteit en warmte.
Corrosie = aantasting van metalen doordat ze makkelijk reageren met stoffen uit de lucht.
De bekendste vorm is de corrosie van ijzer: roest. Metalen die te maken kunnen krijgen met
corrosie heten onedele metalen. Edelmetalen worden niet aangetast door stoffen in de lucht.
Zeer onedele metalen reageren erg heftig, je kunt vuurverschijnselen waarnemen. Ze
worden daarom bewaart in olie (natrium en kalium bijvoorbeeld).
Legering/alliage = mengsel van een vaste stof met een metaal, hierdoor kunnen de
eigenschappen van het metaal worden veranderd (soms wordt er een niet-metaal
toegevoegd).
Erts = een gesteente dat een economische winbare concentratie van een bepaalde delfstof
bevat.
§2.2 Molecuul- en atoombinding
Vanderwaalsbinding = een aantrekkingskracht tussen twee deeltjes die altijd aanwezig is.
Het is een relatief zwakke binding, hoe groter de moleculen des te sterker de
vanderwaalsbinding is.
In de vaste fase zitten moleculen op microniveau netjes opgestapeld in een molecuulrooster.
De moleculen bewegen zachtjes in dit rooster. Hoe harder ze trillen, hoe hoger de
temperatuur en hoe zwakker de vanderwaalsbinding. De moleculen kunnen in de vloeibare
fase langs elkaar heen bewegen. Boven het kookpunt breken de vanderwaalsbindingen af.
De moleculen kunnen vrij door de ruimte bewegen. Hoe sterker de vanderwaalsbinding, hoe
hoger het smelt- kookpunt van de stof.
De halogenen komen één elektron tekort voor de edelgasconfiguratie (8e- in de buitenste
schil). Dit tekort kan worden opgevuld door een binding aan te gaan met een ander
niet-metaalatoom. Hierdoor bereiken beide atomen de edelgasconfiguratie. Door het vormen
van atoombindingen ontstaan er stabiele groepjes atomen: moleculen. Het gedeelde
elektronenpaar wordt ook wel gemeenschappelijk elektronenpaar genoemd. De
atoombinding is een gemeenschappelijk elektronenpaar dat twee positieve atoomresten aan
elkaar verbindt. Een atoombinding is heel sterk en wordt verbroken met een chemische
reactie.
