H2 Bindingstypen
§2.1 Metaalbinding
Geen moleculen.
Microstructuur: Valentie-elektronen minder sterk door de kern aangetrokken —> vrijbewegende
valentie-elektronen houden positieve atoomresten bijeen. Vaste fase: kristalrooster =
metaalrooster. Positieve atoomresten en vrijbewegende valentie-elektronen trekken elkaar aan
—> metaalatomen hebben onderling een stevige binding door aantrekkingskracht =
metaalbinding. Redelijk sterk tot zeer sterk.
—> hard en sterk materiaal met hoog smeltpunt, meestal vast bij kamertemperatuur.
Ook elektrische geleidbaarheid door vrijbewegende elektronen. Ook geleiden ze warmte goed
doordat de elektronen de energie van een warmtebron gemakkelijk door het hele materiaal
kunnen verspreiden.
Metalen zijn vervormbaar: wanneer je druk uitoefent op een metaal en daarbij op microniveau een
rij atomen een of meer plaatsen laat opschuiven, verandert er aan het metaalrooster feitelijk niets.
In de nieuwe situatie wordt dezelfde stevige metaalbinding gevormd.
Corrosie = aantasting metalen door reactie met stoffen uit de lucht. Dit gebeurt bij onedele
metalen. Zeer onedele metalen = metalen die zo heftig reageren met water dat je
vuurverschijnselen kunt waarnemen. Edelmetalen = worden niet aangetast door stoffen in de
lucht.
Legering of alliage = mengsel van een vaste stof en een metaal. Vaak 2 metaalsoorten. Door een
niet-metaal toe te voegen, wordt het metaal minder vervormbaar en harder. De rijen positieve
metaalresten kunnen dan niet meer door elkaar heen schuiven waardoor het materiaal op
macroniveau meer kracht kan weerstaan. Te grote kracht —> breken!
Erts = een gesteente of mineraal dat een economisch winbaar gehalte van een metaal bevat
§2.2 Molecuul-en atoombinding
Vanderwaalsbinding
Moleculaire stoffen = stoffen waarvan de moleculen zijn opgebouwd uit niet-metaalatomen.
Komen net als metalen in verschillende fasen voor. Vanderwaalsbinding = binding die moleculen
in vaste en vloeibare fase bij elkaar houdt. Deze binding is het gevolg van tijdelijke
ladingsverschillen in een molecuul. Geladen delen trekken geladen delen op andere moleculen
weer aan. Tijdelijk —> niet erg sterk. Sterker naarmate: meer atomen —> grote molecuulmassa +
groter contactoppervlak tussen moleculen. Zware en langgerekte moleculen hebben een sterkere
vanderwaalsbinding dan lichte en vertakte moleculen.
Atoombinding
Halogenen: een elektron tekort voor edelgasconfiguratie. Extra Elektron —> gemeenschappelijk
elektronenpaar vormen met ander atoom. Atoombinding = gemeenschappelijk elektronenpaar dat
twee positieve atoomresten aan elkaar bindt. Zeer sterk! Chemische reactie nodig om te
verbreken! Ook wel covalente binding genoemd. Covalentie = aantal atoombindingen dat een
atoom kan vormen om de edelgasconfiguratie te verkrijgen.
Atoomrooster
Binding in een atoomrooster is zeer sterk —> hoge kook-en smeltpunten. Diamant, grafiet,
grafeen, nanotube.
, §2.3 Polaire binding
Polaire atoombinding
Elektronegativiteit (BINAS TABEL 40) geeft aan hoe hard het atoom aan het gemeenschappelijk
elektronenpaar trekt. Als een bepaald atoom harder aan het elektronenpaar trekt dat andere,
verschuift het elektronenpaar in de richting van dit atoom, waardoor een atoom in een
atoombinding een partiële lading kan krijgen en een beetje negatief wordt (δ-) en het andere
atoom een beetje positief (δ+). Hierdoor ontstaat een polaire binding.
Polaire binding —> dipoolmolecuul.
Moleculen kunnen polair of apolair (niet-polair) zijn. Stoffen die zijn opgebouwd uit
dipoolmoleculen, hebben door de aanwezigheid van een δ+- en een δ- - lading een extra type
binding = dipool-dipoolbinding. Polair —> gebogen molecuul.
H2O = polair, CO2 niet, ruimtelijke structuur: H2O is een gebogen molecuul door vier-omringing,
CO2 lineair. Bij H2O valt het zwaartepunt van de partiële lading niet samen.
Polair: ΔE groter of gelijk aan 5
Apolair: ΔE kleiner of gelijk aan 4
Waterstofbruggen
Sterke binding tussen watermoleculen:
- niet lineair
- polaire binding
- door permanenten ladingsscheiding ontstaan er tussen de watermolen elektrostatische
aantrekkingskrachten die veel sterker zijn dan vanderwaalsbindingen en dipool-dipoolbindingen.
Deze extra binding wordt een waterstofbrug (H-brug) genoemd. Ook tussen alle moleculen die
een OH-groep bevatten. Ook NH-groepen! Door grote ΔE. Waterstofatomen die vastzitten aan
een zuurstofatoom, stikstofatoom of een fluoratoom kunnen H-bruggen vormen.
Hydrofiele stoffen
Doordat waterstofbruggen zoveel sterker zijn dan vdw-bindingen, is het kristalrooster van water
zo opgebouwd dat de H-bruggen optimaal kunnen worden benut. Hierdoor is er relatief veel lege
ruimte in het kristalrooster en is de dichtheid van ijs lager dan die van vloeibaar water.
Hydrofiele stoffen = oplosbaar in water.
Hydrofobe stoffen = niet oplosbaar in water, moleculen kunnen geen waterstofbrug vormen met
de watermoleculen. Het hydrofobe (apolaire deel) moet niet te groot zijn om op te kunnen lossen
in water. Meestal 4 max!
§2.4 Ionbinding
Ionen = geladen deeltjes. Doordat positieve en negatieve deeltjes elkaar sterk aantrekken
ontstaat een ionbinding, waardoor vrijwel alle zouten bij kamertemperatuur vast zijn. In het
ionrooster zijn de ionen om en om gerangschikt, zodat een positief ion zoveel mogelijk is
omringd door negatieve ionen, en negatieve ionen zoveel mogelijk door positieve. Zout is neutraal
-> verhoudingen ionen.
Eigenschappen zouten
Sterke ionbinding —> vast bij kamertemperatuur en hoge kook-en smeltpunten. Grotere lading —
> sterkere binding. In de vaste fase kunnen zouten geen stroom geleiden, doordat de geladen
deeltjes niet vrij kunnen bewegen. Als de stof smelt, bewegen de ionen langs elkaar heen en
kunnen ze elektriciteit geleiden.
Zouten zijn stevig maar bros. Wanneer er een kracht op wordt uitgeoefend, zal het stevige
ionrooster de kracht eerst weerstaan zonder te vervormen. Als de kracht te groot wordt en een rij
ionen wordt verschoven, komen geladen ionen direct naast elkaar te staan. Doordat ze elkaar
afstoten breekt de stof.
§2.1 Metaalbinding
Geen moleculen.
Microstructuur: Valentie-elektronen minder sterk door de kern aangetrokken —> vrijbewegende
valentie-elektronen houden positieve atoomresten bijeen. Vaste fase: kristalrooster =
metaalrooster. Positieve atoomresten en vrijbewegende valentie-elektronen trekken elkaar aan
—> metaalatomen hebben onderling een stevige binding door aantrekkingskracht =
metaalbinding. Redelijk sterk tot zeer sterk.
—> hard en sterk materiaal met hoog smeltpunt, meestal vast bij kamertemperatuur.
Ook elektrische geleidbaarheid door vrijbewegende elektronen. Ook geleiden ze warmte goed
doordat de elektronen de energie van een warmtebron gemakkelijk door het hele materiaal
kunnen verspreiden.
Metalen zijn vervormbaar: wanneer je druk uitoefent op een metaal en daarbij op microniveau een
rij atomen een of meer plaatsen laat opschuiven, verandert er aan het metaalrooster feitelijk niets.
In de nieuwe situatie wordt dezelfde stevige metaalbinding gevormd.
Corrosie = aantasting metalen door reactie met stoffen uit de lucht. Dit gebeurt bij onedele
metalen. Zeer onedele metalen = metalen die zo heftig reageren met water dat je
vuurverschijnselen kunt waarnemen. Edelmetalen = worden niet aangetast door stoffen in de
lucht.
Legering of alliage = mengsel van een vaste stof en een metaal. Vaak 2 metaalsoorten. Door een
niet-metaal toe te voegen, wordt het metaal minder vervormbaar en harder. De rijen positieve
metaalresten kunnen dan niet meer door elkaar heen schuiven waardoor het materiaal op
macroniveau meer kracht kan weerstaan. Te grote kracht —> breken!
Erts = een gesteente of mineraal dat een economisch winbaar gehalte van een metaal bevat
§2.2 Molecuul-en atoombinding
Vanderwaalsbinding
Moleculaire stoffen = stoffen waarvan de moleculen zijn opgebouwd uit niet-metaalatomen.
Komen net als metalen in verschillende fasen voor. Vanderwaalsbinding = binding die moleculen
in vaste en vloeibare fase bij elkaar houdt. Deze binding is het gevolg van tijdelijke
ladingsverschillen in een molecuul. Geladen delen trekken geladen delen op andere moleculen
weer aan. Tijdelijk —> niet erg sterk. Sterker naarmate: meer atomen —> grote molecuulmassa +
groter contactoppervlak tussen moleculen. Zware en langgerekte moleculen hebben een sterkere
vanderwaalsbinding dan lichte en vertakte moleculen.
Atoombinding
Halogenen: een elektron tekort voor edelgasconfiguratie. Extra Elektron —> gemeenschappelijk
elektronenpaar vormen met ander atoom. Atoombinding = gemeenschappelijk elektronenpaar dat
twee positieve atoomresten aan elkaar bindt. Zeer sterk! Chemische reactie nodig om te
verbreken! Ook wel covalente binding genoemd. Covalentie = aantal atoombindingen dat een
atoom kan vormen om de edelgasconfiguratie te verkrijgen.
Atoomrooster
Binding in een atoomrooster is zeer sterk —> hoge kook-en smeltpunten. Diamant, grafiet,
grafeen, nanotube.
, §2.3 Polaire binding
Polaire atoombinding
Elektronegativiteit (BINAS TABEL 40) geeft aan hoe hard het atoom aan het gemeenschappelijk
elektronenpaar trekt. Als een bepaald atoom harder aan het elektronenpaar trekt dat andere,
verschuift het elektronenpaar in de richting van dit atoom, waardoor een atoom in een
atoombinding een partiële lading kan krijgen en een beetje negatief wordt (δ-) en het andere
atoom een beetje positief (δ+). Hierdoor ontstaat een polaire binding.
Polaire binding —> dipoolmolecuul.
Moleculen kunnen polair of apolair (niet-polair) zijn. Stoffen die zijn opgebouwd uit
dipoolmoleculen, hebben door de aanwezigheid van een δ+- en een δ- - lading een extra type
binding = dipool-dipoolbinding. Polair —> gebogen molecuul.
H2O = polair, CO2 niet, ruimtelijke structuur: H2O is een gebogen molecuul door vier-omringing,
CO2 lineair. Bij H2O valt het zwaartepunt van de partiële lading niet samen.
Polair: ΔE groter of gelijk aan 5
Apolair: ΔE kleiner of gelijk aan 4
Waterstofbruggen
Sterke binding tussen watermoleculen:
- niet lineair
- polaire binding
- door permanenten ladingsscheiding ontstaan er tussen de watermolen elektrostatische
aantrekkingskrachten die veel sterker zijn dan vanderwaalsbindingen en dipool-dipoolbindingen.
Deze extra binding wordt een waterstofbrug (H-brug) genoemd. Ook tussen alle moleculen die
een OH-groep bevatten. Ook NH-groepen! Door grote ΔE. Waterstofatomen die vastzitten aan
een zuurstofatoom, stikstofatoom of een fluoratoom kunnen H-bruggen vormen.
Hydrofiele stoffen
Doordat waterstofbruggen zoveel sterker zijn dan vdw-bindingen, is het kristalrooster van water
zo opgebouwd dat de H-bruggen optimaal kunnen worden benut. Hierdoor is er relatief veel lege
ruimte in het kristalrooster en is de dichtheid van ijs lager dan die van vloeibaar water.
Hydrofiele stoffen = oplosbaar in water.
Hydrofobe stoffen = niet oplosbaar in water, moleculen kunnen geen waterstofbrug vormen met
de watermoleculen. Het hydrofobe (apolaire deel) moet niet te groot zijn om op te kunnen lossen
in water. Meestal 4 max!
§2.4 Ionbinding
Ionen = geladen deeltjes. Doordat positieve en negatieve deeltjes elkaar sterk aantrekken
ontstaat een ionbinding, waardoor vrijwel alle zouten bij kamertemperatuur vast zijn. In het
ionrooster zijn de ionen om en om gerangschikt, zodat een positief ion zoveel mogelijk is
omringd door negatieve ionen, en negatieve ionen zoveel mogelijk door positieve. Zout is neutraal
-> verhoudingen ionen.
Eigenschappen zouten
Sterke ionbinding —> vast bij kamertemperatuur en hoge kook-en smeltpunten. Grotere lading —
> sterkere binding. In de vaste fase kunnen zouten geen stroom geleiden, doordat de geladen
deeltjes niet vrij kunnen bewegen. Als de stof smelt, bewegen de ionen langs elkaar heen en
kunnen ze elektriciteit geleiden.
Zouten zijn stevig maar bros. Wanneer er een kracht op wordt uitgeoefend, zal het stevige
ionrooster de kracht eerst weerstaan zonder te vervormen. Als de kracht te groot wordt en een rij
ionen wordt verschoven, komen geladen ionen direct naast elkaar te staan. Doordat ze elkaar
afstoten breekt de stof.
