Hoofdstuk 4
Chemische binding
Chemische binding: 2/meerdere atomen binden onderling = stabiel samengaan van kern en
elektronen à verandering elektronendistributie
Moleculaire stabiliteit is de drijvende kracht voor vorming verbinding: verbinding wordt
enkel gevormd als de nieuwe elektronenverdeling aanleiding geeft tot lagere energie
- Zuiver ionaire binding (bros) Me + nMe
o Vormen van ionen kost energie, bij vorming kristalrooster komt energie vrij
o Factoren die ionaire verbinding bepalen
§ Creëren van kationen à IE
§ Creëren van anionen à EA
§ Creëren kristalrooster à RE
- Overgangsvorm: covalente binding met ionair karakter nMe + nMe
(ongelijke niet-metalen)
- Zuiver covalente binding (gelijke niet-metalen) nMe + nMe
- Metaalbinding Me + Me
Me: staat elektronen af = kation
nMe: neemt elektronen op = anion
à elektrostatische krachten tussen ionen
1
,1. Ionaire binding
Ø De covalente radius – atoomafmeting
• Atoom is niet begrensd à onmogelijk afmeting afzonderlijk atoom bepalen
• Covalente atoomstraal = r = d/2 = helft afstand tussen kernen van identiek
covalent gebonden atomen (r ~ n/z*)
• Afstand van 2 atomen die aan elkaar gebonden zijn via kernafstand:
experimenteel
o Reden
§ Plaats van elektronen rond kern niet exact gekend
§ Elektronenwok beïnvloed door nabuuratomen
o Rode pijl: stijgende afmeting
§ ↑ met groter hoofdquantumgetal n
§ ↓ met stijgende effectieve lading Z* = Z - s
(afschermingsfactor: elektron beschermt kernlading)
Ø s = 0,35 als elektron uit zelfde hoofdniveau
Ø s = 0,85 als elektron uit schil (n-1)
Ø s = 1 als elektron uit schil (n-2)
Ø Bij H-atoom:
§ Atoomstraal ↑ in groep van boven naar beneden
Ø Z ↑, maar wordt meer afgeschermd door inner-
elektronen zodat Z* minder sterk ↑ dan n en de
valantie-elektronen worden minder sterk aangetrokken
§ Atoomstraal ↓ in periode van links naar rechts
Ø Bijkomend elektron à Z* ↑ à atoomradius ↓
Ø n = cte
o Atoomafmeting is proportioneel met de afstand van de valentie-
elektronen tot de kern
2
, Ø De ionisatie-energie (IE) à creëren kationen
• Energie (kJ/mol) die nodig is om (in gasfase) een elektron te verwijderen uit
een atoom (in gasfase) in grondtoestand = endotherm proces
• Er moet steeds energie worden toegevoerd om een elektron uit het
aantrekkingsveld van de kern te halen
!" .% ∗'
• IE = ('
o Rh = Rydbergconstante = 2,18 . 10-18 J
Z* = Z - s
n = hoofdniveau (zie elektronenconfiguratie)
o Rode pijl: stijgende IE
o IE ↑ in periode van links naar rechts
§ n = cte, Z* ↑
§ Het te verwijderen elektron zit steeds dichter bij de kern,
sterker aangetrokken, meer energie nodig om het te
verwijderen
o IE ↓ in een groep van boven naar beneden
§ Z* ↑ minder snel dan n
§ Te verwijderen elektron steeds verder van de kern, minder
aangetrokken
o Vastellingen/Uitzonderingen
§ Edelgassen hebben hoogste IE, vanwege extra stabiele
elektronenconfiguratie s2p6
§ Be, Mg, Zn, Cd hebben hogere IE dan volgende want stabiele s2
§ N, P, As hogere IE dan volgende want stabiele s2p3-configuratie
(half gevuld p)
§ Elk volgend IE heeft steeds hogere waarden door sterkere
attractiekrachten
3
Chemische binding
Chemische binding: 2/meerdere atomen binden onderling = stabiel samengaan van kern en
elektronen à verandering elektronendistributie
Moleculaire stabiliteit is de drijvende kracht voor vorming verbinding: verbinding wordt
enkel gevormd als de nieuwe elektronenverdeling aanleiding geeft tot lagere energie
- Zuiver ionaire binding (bros) Me + nMe
o Vormen van ionen kost energie, bij vorming kristalrooster komt energie vrij
o Factoren die ionaire verbinding bepalen
§ Creëren van kationen à IE
§ Creëren van anionen à EA
§ Creëren kristalrooster à RE
- Overgangsvorm: covalente binding met ionair karakter nMe + nMe
(ongelijke niet-metalen)
- Zuiver covalente binding (gelijke niet-metalen) nMe + nMe
- Metaalbinding Me + Me
Me: staat elektronen af = kation
nMe: neemt elektronen op = anion
à elektrostatische krachten tussen ionen
1
,1. Ionaire binding
Ø De covalente radius – atoomafmeting
• Atoom is niet begrensd à onmogelijk afmeting afzonderlijk atoom bepalen
• Covalente atoomstraal = r = d/2 = helft afstand tussen kernen van identiek
covalent gebonden atomen (r ~ n/z*)
• Afstand van 2 atomen die aan elkaar gebonden zijn via kernafstand:
experimenteel
o Reden
§ Plaats van elektronen rond kern niet exact gekend
§ Elektronenwok beïnvloed door nabuuratomen
o Rode pijl: stijgende afmeting
§ ↑ met groter hoofdquantumgetal n
§ ↓ met stijgende effectieve lading Z* = Z - s
(afschermingsfactor: elektron beschermt kernlading)
Ø s = 0,35 als elektron uit zelfde hoofdniveau
Ø s = 0,85 als elektron uit schil (n-1)
Ø s = 1 als elektron uit schil (n-2)
Ø Bij H-atoom:
§ Atoomstraal ↑ in groep van boven naar beneden
Ø Z ↑, maar wordt meer afgeschermd door inner-
elektronen zodat Z* minder sterk ↑ dan n en de
valantie-elektronen worden minder sterk aangetrokken
§ Atoomstraal ↓ in periode van links naar rechts
Ø Bijkomend elektron à Z* ↑ à atoomradius ↓
Ø n = cte
o Atoomafmeting is proportioneel met de afstand van de valentie-
elektronen tot de kern
2
, Ø De ionisatie-energie (IE) à creëren kationen
• Energie (kJ/mol) die nodig is om (in gasfase) een elektron te verwijderen uit
een atoom (in gasfase) in grondtoestand = endotherm proces
• Er moet steeds energie worden toegevoerd om een elektron uit het
aantrekkingsveld van de kern te halen
!" .% ∗'
• IE = ('
o Rh = Rydbergconstante = 2,18 . 10-18 J
Z* = Z - s
n = hoofdniveau (zie elektronenconfiguratie)
o Rode pijl: stijgende IE
o IE ↑ in periode van links naar rechts
§ n = cte, Z* ↑
§ Het te verwijderen elektron zit steeds dichter bij de kern,
sterker aangetrokken, meer energie nodig om het te
verwijderen
o IE ↓ in een groep van boven naar beneden
§ Z* ↑ minder snel dan n
§ Te verwijderen elektron steeds verder van de kern, minder
aangetrokken
o Vastellingen/Uitzonderingen
§ Edelgassen hebben hoogste IE, vanwege extra stabiele
elektronenconfiguratie s2p6
§ Be, Mg, Zn, Cd hebben hogere IE dan volgende want stabiele s2
§ N, P, As hogere IE dan volgende want stabiele s2p3-configuratie
(half gevuld p)
§ Elk volgend IE heeft steeds hogere waarden door sterkere
attractiekrachten
3
