7. Covalent bonds and molecular structure
§7.1 Covalent bonding in molecules
Covalente binding: Binding waarbij twee atomen elektronen met elkaar delen. Ontstaat doordat de
aantrekkende kracht tussen elektronen en de kern groter is dan de afstotende krachten tussen
elektronen. De grootte van de krachten hangt af van hoe dichtbij de atomen bij elkaar zijn.
Bindingslengte: De optimale afstand tussen de kernen van de atomen, waar de aantrekkende
krachten het grootst zijn en het molecuul stabiel is. Elke covalente binding heeft een eigen
aanhechtingslengte.
§7.2 Strengths of covalent bonds
Bindingsenergie D: De energie die vrijkomt als de binding wordt gevormd (positief)/de energie die
nodig is om de binding te verbreken (negatief). Elke covalente binding heeft een eigen
bindingsenergie. De hoeveelheid energie is ook afhankelijk van de omgeving (andere atomen).
§7.3 A comparison of ionic and covalent compounds
Roosterenergie U: De hoeveelheid energie die nodig is om een ionische solide te breken in
individuele ionen. Samenstellingen met ionische verbindingen hebben een hoger kookpunt, omdat
elke ionische verbinding verbroken moet worden.
Covalente bindingen hebben een lager kookpunt, omdat de aantrekkende krachten tussen de
verschillende moleculen zwak zijn.
§7.4 Polar covalent bonds: electronegativity
Polaire covalente bindingen: De bindingselektronen worden oneerlijk verdeeld tussen de twee
atomen, maar worden niet complete overgedragen.
Elektronennegativiteit EN: De mogelijkheid van een atoom in een molecuul om de gedeelde
elektronen aan te trekken. Elementen in de linkerkant van het periodieke systeem trekken
elektronen zwak aan; elementen in de rechterkant van het periodieke systeem trekken elektronen
sterk aan en hebben dus een grote elektronennegativiteit. De elektronennegativiteit neemt ook af
van boven naar beneden.
Verschil in elektronennegativiteit Soort binding
>2 Ionverbinding
<2 Polaire covalente binding (atoombinding)
< 0,5 Apolaire covalente binding
§7.5 Electron-dot structures
- Elementen uit de hoofdgroep willen aan de octetregel voldoen. Ze delen dus zoveel mogelijk
valentie-elektronen, totdat er geen valentie-elektronen meer te delen zijn of als er wordt
voldaan aan de octetregel.
- Atomen kunnen meer dan een paar elektronen delen. Ze kunnen dan een dubbele binding of
een driedubbele binding maken (bindingsnummer 1, 2 of 3).
- Hoe meer bindingen, des te sterker en korter is de binding, omdat er meer elektronen
worden gedeeld.
Lewis structuur: Het tekenen van de gedeelde elektronen tussen atomen in apolaire of polaire
covalente bindingen. Representeert de valentie-elektronen. De valentie-elektronen kunnen gepaard
zijn, maar kunnen ook alleen zijn. Als er één valentie-elektron overblijft, dan kan die gedeeld worden.
Eenzaam paar: Paar elektronen dat niet gedeeld wordt met andere atomen.
Hechtend paar: Elektronen die wel worden gedeeld met andere atomen.
Gecoördineerde covalente binding: Binding waarbij een atoom een paar elektronen doneert aan een
ander atoom dat een deels gevulde valentieschil heeft.
§7.1 Covalent bonding in molecules
Covalente binding: Binding waarbij twee atomen elektronen met elkaar delen. Ontstaat doordat de
aantrekkende kracht tussen elektronen en de kern groter is dan de afstotende krachten tussen
elektronen. De grootte van de krachten hangt af van hoe dichtbij de atomen bij elkaar zijn.
Bindingslengte: De optimale afstand tussen de kernen van de atomen, waar de aantrekkende
krachten het grootst zijn en het molecuul stabiel is. Elke covalente binding heeft een eigen
aanhechtingslengte.
§7.2 Strengths of covalent bonds
Bindingsenergie D: De energie die vrijkomt als de binding wordt gevormd (positief)/de energie die
nodig is om de binding te verbreken (negatief). Elke covalente binding heeft een eigen
bindingsenergie. De hoeveelheid energie is ook afhankelijk van de omgeving (andere atomen).
§7.3 A comparison of ionic and covalent compounds
Roosterenergie U: De hoeveelheid energie die nodig is om een ionische solide te breken in
individuele ionen. Samenstellingen met ionische verbindingen hebben een hoger kookpunt, omdat
elke ionische verbinding verbroken moet worden.
Covalente bindingen hebben een lager kookpunt, omdat de aantrekkende krachten tussen de
verschillende moleculen zwak zijn.
§7.4 Polar covalent bonds: electronegativity
Polaire covalente bindingen: De bindingselektronen worden oneerlijk verdeeld tussen de twee
atomen, maar worden niet complete overgedragen.
Elektronennegativiteit EN: De mogelijkheid van een atoom in een molecuul om de gedeelde
elektronen aan te trekken. Elementen in de linkerkant van het periodieke systeem trekken
elektronen zwak aan; elementen in de rechterkant van het periodieke systeem trekken elektronen
sterk aan en hebben dus een grote elektronennegativiteit. De elektronennegativiteit neemt ook af
van boven naar beneden.
Verschil in elektronennegativiteit Soort binding
>2 Ionverbinding
<2 Polaire covalente binding (atoombinding)
< 0,5 Apolaire covalente binding
§7.5 Electron-dot structures
- Elementen uit de hoofdgroep willen aan de octetregel voldoen. Ze delen dus zoveel mogelijk
valentie-elektronen, totdat er geen valentie-elektronen meer te delen zijn of als er wordt
voldaan aan de octetregel.
- Atomen kunnen meer dan een paar elektronen delen. Ze kunnen dan een dubbele binding of
een driedubbele binding maken (bindingsnummer 1, 2 of 3).
- Hoe meer bindingen, des te sterker en korter is de binding, omdat er meer elektronen
worden gedeeld.
Lewis structuur: Het tekenen van de gedeelde elektronen tussen atomen in apolaire of polaire
covalente bindingen. Representeert de valentie-elektronen. De valentie-elektronen kunnen gepaard
zijn, maar kunnen ook alleen zijn. Als er één valentie-elektron overblijft, dan kan die gedeeld worden.
Eenzaam paar: Paar elektronen dat niet gedeeld wordt met andere atomen.
Hechtend paar: Elektronen die wel worden gedeeld met andere atomen.
Gecoördineerde covalente binding: Binding waarbij een atoom een paar elektronen doneert aan een
ander atoom dat een deels gevulde valentieschil heeft.
