Scheikunde samenvatting H2
Van der Waalsbinding
De vanderwaalsbinding is een zwakke binding tussen moleculen. De
sterkte van de binding hangt vooral af van de grootte van het
molecuul: moleculen met een grotere massa oefenen een sterkere
vanderwaalsbinding op elkaar uit dan moleculen met een kleinere
massa. Hoe sterker de vanderwaalsbinding hoe hoger het kookpunt
van een stof.
Atoombinding
Een atoombinding wordt gevormd door een zogenaamd
gemeenschappelijk elektronenpaar tussen de atomen (van twee niet-
metalen): één elektron van een atoom vormt samen met één elektron
van een ander atoom een elektronenpaar. Voorbeelden: H2, Cl2, O2,
enz.
Bij twee gelijke atomen spreken we over een zuiver covalente binding
(de atomen ‘trekken’ allebei even hard aan het gemeenschappelijk elektronenpaar). We spreken van
een atoombinding wanneer het verschil in elektronegativiteit (Δ EN) tussen de twee atomen kleiner
is dan 0,4 (binas 40A). Elektronegativiteit is een getal dat aangeeft hoe sterk een atoom elektronen
aantrekt. Hoe groter de elektronegativiteit, hoe sterker een atoom elektronen aantrekt.
Ion binding
Bij een ionbinding is er geen
ladingverschuiving, maar
lading overdracht. Het
verschil in
elektronegativiteit (Δ EN)
tussen twee verschillende
atomen (metaal en niet-metaal) is hoger dan 1,6. De binding is het gevolg van de elektrische
aantrekkingskracht tussen positieve en negatieve ionen. De sterkte van een ionbinding hangt onder
andere af van de grootte van de ionladingen en van de onderlinge afstand tussen de ladingen. Een
ionbinding komt voor in zouten en is een sterke binding. Zouten hebben dan ook een hoog kook- en
smeltpunt.
Polaire atoombinding
Een polaire atoombinding is een atoombinding waarbij het verschil in elektronegativiteit (Δ EN)
tussen twee verschillende atomen tussen de 0,4 en 1,6 ligt. Doordat het ene atoom harder “trekt”
aan het gemeenschappelijk elektronenpaar is er een lading
verschuiving.
Binas tabel 40A:
elektronegativiteit van chloor 2,8
elektronegativiteit van waterstof is 2,1
Het chlooratoom trekt dus sterker aan de elektronen in de atoombinding tussen de twee atomen dan
het waterstofatoom. Het gemeenschappelijk elektronenpaar is opgeschoven naar het Cl-atoom: Het
gevolg is dat het chlooratoom een klein beetje negatief σ- is geworden en het waterstofatoom een
Van der Waalsbinding
De vanderwaalsbinding is een zwakke binding tussen moleculen. De
sterkte van de binding hangt vooral af van de grootte van het
molecuul: moleculen met een grotere massa oefenen een sterkere
vanderwaalsbinding op elkaar uit dan moleculen met een kleinere
massa. Hoe sterker de vanderwaalsbinding hoe hoger het kookpunt
van een stof.
Atoombinding
Een atoombinding wordt gevormd door een zogenaamd
gemeenschappelijk elektronenpaar tussen de atomen (van twee niet-
metalen): één elektron van een atoom vormt samen met één elektron
van een ander atoom een elektronenpaar. Voorbeelden: H2, Cl2, O2,
enz.
Bij twee gelijke atomen spreken we over een zuiver covalente binding
(de atomen ‘trekken’ allebei even hard aan het gemeenschappelijk elektronenpaar). We spreken van
een atoombinding wanneer het verschil in elektronegativiteit (Δ EN) tussen de twee atomen kleiner
is dan 0,4 (binas 40A). Elektronegativiteit is een getal dat aangeeft hoe sterk een atoom elektronen
aantrekt. Hoe groter de elektronegativiteit, hoe sterker een atoom elektronen aantrekt.
Ion binding
Bij een ionbinding is er geen
ladingverschuiving, maar
lading overdracht. Het
verschil in
elektronegativiteit (Δ EN)
tussen twee verschillende
atomen (metaal en niet-metaal) is hoger dan 1,6. De binding is het gevolg van de elektrische
aantrekkingskracht tussen positieve en negatieve ionen. De sterkte van een ionbinding hangt onder
andere af van de grootte van de ionladingen en van de onderlinge afstand tussen de ladingen. Een
ionbinding komt voor in zouten en is een sterke binding. Zouten hebben dan ook een hoog kook- en
smeltpunt.
Polaire atoombinding
Een polaire atoombinding is een atoombinding waarbij het verschil in elektronegativiteit (Δ EN)
tussen twee verschillende atomen tussen de 0,4 en 1,6 ligt. Doordat het ene atoom harder “trekt”
aan het gemeenschappelijk elektronenpaar is er een lading
verschuiving.
Binas tabel 40A:
elektronegativiteit van chloor 2,8
elektronegativiteit van waterstof is 2,1
Het chlooratoom trekt dus sterker aan de elektronen in de atoombinding tussen de twee atomen dan
het waterstofatoom. Het gemeenschappelijk elektronenpaar is opgeschoven naar het Cl-atoom: Het
gevolg is dat het chlooratoom een klein beetje negatief σ- is geworden en het waterstofatoom een
