Zoë Haghebaert
Ba1 FAR 2020/2021
Algemene chemie (Prof. dr. Wouter Herrebout)
Hoofdstuk 7: covalente binding en elektronenstructuur
Ionische bindingen:
binding tussen metaal en niet metaal, waarbij er elektronen worden doorgegeven tussen
de atomen. Het metaal verliest er een en wordt een kation en het niet metaal neemt er één
op en vormt een anion. De tegenovergesteld
geladen ionen worden samengehouden
door elektrostatische krachten.
Covalente bindingen:
binding tussen atomen van dezelfde of
gelijkaardige elementen (2 niet metalen).
De bindingen worden gevormd door het delen van elektronen tussen atomen. De stof
eenheid die hierdoor bij elkaar wordt gehouden is een molecule.
Wanneer twee waterstofatomen
dichter bij elkaar komen, ontstaat
er een elektrostatische interactie
tussen hen. De twee positief
geladen kernen stoten elkaar af,
en de twee negatief geladen
elektronen stoten elkaar af, maar
elke kern trekt beide elektronen
aan.
Als de aantrekkingskrachten
sterker zijn dan de repulsieve
krachten, ontstaat er een
covalente binding, waarbij de twee atomen bij elkaar worden gehouden en de twee gedeelde
elektronen het gebied tussen de kernen bezetten.
In feite fungeren de gedeelde elektronen als een soort ‘lijm’ om de twee atomen in een
H2-molecuul te binden. Beide kernen worden tegelijkertijd tot dezelfde elektronen
aangetrokken en worden daarom bij elkaar gehouden. (beschrijf verloop)
De grootte v/d verschillende aantrekkende en afstotende krachten tussen de kernen en
elektronen, hangt af van hoe dicht de atomen zich in elkaars buurt bevinden.
- Als de atomen te ver uiteen zijn ⇒ aantrekkende krachten te klein en is er geen
binding = antibindend molecuulorbitaal
- Als de atomen te dicht bijeen zijn ⇒ afstotende krachten zijn te sterk en zullen de
atomen elkaar wegduwen/afstoten. = bindend molecuulorbitaal
, Zoë Haghebaert
Ba1 FAR 2020/2021
Covalente binding: twee atomen delen # elektronen
- 2 positieve kernen stoten elkaar af
- negatieve elektronen stoten elkaar af
- positieve kernen en negatieve elektronen trekken elkaar aan
attractieve energie > repulsieve energie → covalente binding
Bindingslengte: de ideale afstand tussen atomen in een covalente binding
- atomen naderen elkaar → energie daalt → worden stabieler
- atomen op optimale afstand van elkaar = meest stabiel
- atomen te dicht bij elkaar → sterke repulsieve energie
- atomen te ver van elkaar → de aantrekking is te zwak om een binding te vormen
Elke binding in elke molecule heeft zijn eigen specifieke bindingslengte. Bindingen tussen
hetzelfde atoompaar hebben normaal gezien natuurlijk dezelfde lengtes.
We kunnen die lengte ruwweg voorspellen adhv de atoomstralen. ⇒ bv. de straal van een
H-atoom is 37 pm en die van een Cl-atoom is 99 pm, dus de afstand zal ongeveer 37 pm +
99 pm = 136 pm zijn. De exacte waarde is weldegelijk 127 pm.
Merk op dat in de reeks van halogene molecules met twee atomen de bindingslengte daalt
naargelang je daalt in de groep ,omdat de atoomstraal stijgt in die richting.
Wanneer we het hebben over moleculen met meerdere bindingen, gebruiken we vaak de
term bindingsorde om te verwijzen naar het aantal elektronenparen dat tussen twee
atomen wordt gedeeld. Meervoudige bindingen zijn zowel korter als sterker dan hun
overeenkomstige tegenhangers met een enkelvoudige binding, omdat er meer gedeelde
elektronen zijn die de atomen bij elkaar houden.
Ba1 FAR 2020/2021
Algemene chemie (Prof. dr. Wouter Herrebout)
Hoofdstuk 7: covalente binding en elektronenstructuur
Ionische bindingen:
binding tussen metaal en niet metaal, waarbij er elektronen worden doorgegeven tussen
de atomen. Het metaal verliest er een en wordt een kation en het niet metaal neemt er één
op en vormt een anion. De tegenovergesteld
geladen ionen worden samengehouden
door elektrostatische krachten.
Covalente bindingen:
binding tussen atomen van dezelfde of
gelijkaardige elementen (2 niet metalen).
De bindingen worden gevormd door het delen van elektronen tussen atomen. De stof
eenheid die hierdoor bij elkaar wordt gehouden is een molecule.
Wanneer twee waterstofatomen
dichter bij elkaar komen, ontstaat
er een elektrostatische interactie
tussen hen. De twee positief
geladen kernen stoten elkaar af,
en de twee negatief geladen
elektronen stoten elkaar af, maar
elke kern trekt beide elektronen
aan.
Als de aantrekkingskrachten
sterker zijn dan de repulsieve
krachten, ontstaat er een
covalente binding, waarbij de twee atomen bij elkaar worden gehouden en de twee gedeelde
elektronen het gebied tussen de kernen bezetten.
In feite fungeren de gedeelde elektronen als een soort ‘lijm’ om de twee atomen in een
H2-molecuul te binden. Beide kernen worden tegelijkertijd tot dezelfde elektronen
aangetrokken en worden daarom bij elkaar gehouden. (beschrijf verloop)
De grootte v/d verschillende aantrekkende en afstotende krachten tussen de kernen en
elektronen, hangt af van hoe dicht de atomen zich in elkaars buurt bevinden.
- Als de atomen te ver uiteen zijn ⇒ aantrekkende krachten te klein en is er geen
binding = antibindend molecuulorbitaal
- Als de atomen te dicht bijeen zijn ⇒ afstotende krachten zijn te sterk en zullen de
atomen elkaar wegduwen/afstoten. = bindend molecuulorbitaal
, Zoë Haghebaert
Ba1 FAR 2020/2021
Covalente binding: twee atomen delen # elektronen
- 2 positieve kernen stoten elkaar af
- negatieve elektronen stoten elkaar af
- positieve kernen en negatieve elektronen trekken elkaar aan
attractieve energie > repulsieve energie → covalente binding
Bindingslengte: de ideale afstand tussen atomen in een covalente binding
- atomen naderen elkaar → energie daalt → worden stabieler
- atomen op optimale afstand van elkaar = meest stabiel
- atomen te dicht bij elkaar → sterke repulsieve energie
- atomen te ver van elkaar → de aantrekking is te zwak om een binding te vormen
Elke binding in elke molecule heeft zijn eigen specifieke bindingslengte. Bindingen tussen
hetzelfde atoompaar hebben normaal gezien natuurlijk dezelfde lengtes.
We kunnen die lengte ruwweg voorspellen adhv de atoomstralen. ⇒ bv. de straal van een
H-atoom is 37 pm en die van een Cl-atoom is 99 pm, dus de afstand zal ongeveer 37 pm +
99 pm = 136 pm zijn. De exacte waarde is weldegelijk 127 pm.
Merk op dat in de reeks van halogene molecules met twee atomen de bindingslengte daalt
naargelang je daalt in de groep ,omdat de atoomstraal stijgt in die richting.
Wanneer we het hebben over moleculen met meerdere bindingen, gebruiken we vaak de
term bindingsorde om te verwijzen naar het aantal elektronenparen dat tussen twee
atomen wordt gedeeld. Meervoudige bindingen zijn zowel korter als sterker dan hun
overeenkomstige tegenhangers met een enkelvoudige binding, omdat er meer gedeelde
elektronen zijn die de atomen bij elkaar houden.
