College 1: Introductie farmaceutische chemie & het periodiek systeem
Hoofdstuk , F.J. Dekker
Introductie
Er kan onderscheid worden gemaakt tussen organische en anorganische stoffen. Anorganische
stoffen zijn afkomstig van mineralen. Organische stoffen zijn afkomstig van levende organismen. Alle
organische stoffen zijn moleculen die een koolstofatoom bevatten.
Atomen bevatten orbitalen. Een s atomisch orbitaal is de ruimte rondom de kern waarin een elektron
zich met de grootste waarschijnlijkheid bevindt en kan worden gevisualiseerd als een ronde schil. Het
kleinste orbitaal is een 1 s orbitaal. De elektronendichtheid van een 1 s orbitaal is dus kleiner dan een
2 s orbitaal. Een elektron gedraagt zich zowel als een deeltje als een golf. Dit verklaart ook waarom
een elektron in beweging blijft rondom de kern. Het volgende subniveau is een p orbitaal. Dit orbitaal
bestaat uit 2 tegengestelde lobben met tegengestelde fases. Wanneer twee s orbitalen elkaar
overlappen kan er een σ binding worden gevormd, oftewel een covalente binding. De orbitalen
moeten zich dan op de optimale afstand van elkaar bevinden, wanneer de orbitalen te dicht bij
elkaar komen stoten de kernen elkaar namelijk af. Er wordt niet altijd een binding gevormd, dit is ook
afhankelijk van de fase van de golf van de kern. Kerngolven kunnen elkaar versterken, er wordt dan
een constructieve combinatie gevormd, waarbij een binding wordt gevormd. Dit komt voor wanneer
beide golven zich in dezelfde fase bevinden. Wanneer de golven in tegenfase zijn doven ze elkaar uit,
er wordt dan een destructieve combinatie gevormd, waarbij geen binding kan worden gevormd. Dit
wordt ook wel antibinding genoemd. Wanneer atoomorbitalen met elkaar combineren om een
binding te vormen wordt er een moleculair orbitaal genoemd. De afzonderlijke orbitalen blijven
echter nog steeds intact. Wanneer er in een moleculair orbitaal ook 2 p orbitalen aanwezig zijn
kunnen zij een π binding vormen. Dit kan alleen wanneer beide p orbitalen in fase zijn.
Methaan is een C-atoom waaraan 4 H-atomen gebonden zijn. Alle
C-H-bindingen hebben dezelfde lengte, en alle bindingshoeken zijn
gelijk. Om 4 bindingen te kunnen vormen moet een koolstofatoom
een elektron naar een hoger energieniveau promoveren. Het C-
atoom heeft hiervoor een leeg p-orbitaal. Na promotie is een C-
atoom in staat om 4 bindingen te vormen. Deze 4
orbitalen kunnen worden gemixt met andere
atoomorbitalen om hybride orbitalen te vormen. Een
orbitaal wordt dan sp3 gehybridiseerd. Een sp3 orbitaal
heeft een grote en een kleine lob. De grotere lob ontstaat
door overlapping van een s orbitaal met een p orbitaal. Er blijft dan een enkel p orbitaal achter als
een kleinere lob. Bij een C-atoom gebeurt dit in 4 richtingen. Er wordt dan een tetrahedrale binding
gevormd met een bindingshoek van 109,5°.
In het geval van etheen is het koolstofatoom
gebonden aan 3 atomen, er moeten daarom 3
atoomorbitalen gehybridiseerd worden. Er ontstaan
dan 3 sp2 orbitalen en een ongehybridiseerd p
orbitaal. Het p orbitaal staat loodrecht op de 3 sp2
orbitalen. Bij etheen wordt een σ binding gevormd door overlap van 2 sp2 orbitalen. De p orbitalen
die loodrecht op deze vlakken staan kunnen ook gaan overlappen. Er wordt dan een π-binding
gevormd. Dit verklaart het ontstaan van dubbele bindingen. Omdat de p orbitalen loodrecht op de
sp2 orbitalen staan is er weinig bewegingsvrijheid in het molecuul. De orbitalen die worden gebruik
bij de vorming van bindingen bepalen de bindingshoek. De bindingshoeken in het molecuul zijn
daarom ook afwijkend van 109,5°.
Ethyn bevat een driedubbele binding. Het koolstofatoom is gebonden aan 2 atomen, en moet
daarom 2 atoomorbitalen hybridiseren. Er ontstaan dan 2 sp orbitalen en 2 ongehybridiseerde p
,orbitalen. De 2 sp orbitalen wijzen in
tegengestelde richtingen, de 2 p orbitalen staan
hier loodrecht op. In het moleculaire orbitaal
wordt een σ binding gevormd door overlap van de
2 sp orbitalen. De 2 p orbitalen die hier loodrecht
op staan kunnen overlappen met de p orbitalen
van het andere molecuul. Er worden dan 2 π bindingen gevormd. De bindingshoek van een ethyn
molecuul is 180°.
Een sp2 oriëntatie hoeft niet alleen voor te komen bij dubbele bindingen. Ook een kation en een
radicaal zijn sp2 gehybridiseerd. Bij een kation zijn de twee p orbitalen leeg, bij een radicaal is een van
de orbitalen gevuld met een ongepaard elektron.
Een halogeen heeft 1 ongepaard valentie elektron en kan 1 binding vormen. De halogeen heeft een
gevulde s schil en 2 gevulde p orbitalen naast het valentie elektron. Een halogeen maakt gebruik van
4 hybride orbitalen. Er worden dan 3 sp3 orbitalen gevormd die een lone pair bevatten, en een sp3
orbitaal zonder valentie elektron, die een binding kan gaan vormen. Een halogeen bindt dan vaak aan
waterstof. Dit wordt een waterstofhalide genoemd. Een voorbeeld is waterstofluoride. Naarmate het
aantal sp3 orbitalen toeneemt, neemt de elektronendichtheid in het overlappingsgebied en de
sterkte van de binding af, en de lengte van de binding toe. Van de halogenen vormt fluor de sterkste
binding, gevormd door respectievelijk chloor, broom en jood. Hoe korter de binding en hoe sterker
de elektronendichtheid in de regio van de orbitalenoverlap, hoe sterker de binding dus is. Daarnaast
wordt de binding korter en sterker en de bindingshoek groter naarmate de binding een sterker s
karakter krijgt.
Het periodiek systeem en atomen
Het periodiek systeem is weergegeven in het bovenstaande figuur. De witte elementen zijn niet-
metalen. De donkergrijze elementen zijn metalen. De lichtgrijze elementen zijn semi-metalen.
Sommige metalen zijn ook van belang voor de fysiologie. De concentratiespiegel van deze metalen is
echter zeer nauw. Bij een bepaalde concentratie metaal is er sprake van de optimale respons.
Wanneer deze concentratie overschreden wordt kan dit leiden tot toxische effecten, en uiteindelijk
de dood. Wanneer de concentratie lager is dan de aanbevolen concentratie leidt dit tot deficiëntie,
en uiteindelijk ook de dood. De concentratierange voor het metaal is afhankelijk van het soort
metaal.
Alle elementen uit het periodiek systeem komen overeen met atomen. Alle materie is opgebouwd uit
atomen die niet kunnen worden gemaakt of vernietigd. Alle atomen van hetzelfde element zijn
identiek, en verschillende elementen hebben verschillende typen atomen. Wanneer atomen
opnieuw worden gerangschikt treden chemische reacties op. Atomen van hetzelfde element kunnen
een verschillende hoeveelheid neutronen hebben. De verschillende mogelijke versies van ieder
,element worden isotopen genoemd. Het aantal protonen en elektronen is hetzelfde voor iedere
isotoop, aangezien zij het element en het chemische gedrag definiëren.
Op basis van deze atomen zijn verschillende atoommodellen opgesteld. Volgens het atoommodel van
Bohr zijn elektronen deeltjes. Volgens de kwantummechanica die later is opgesteld zijn elektronen
echter zowel deeltjes als golven. Ieder atoomorbitaal wordt gedefinieerd door drie kwantumgetallen:
▪ Het principieel kwantumgetal (n). Dit kwantumgetal beschrijft de elektronenschil oftewel het
energieniveau van een elektron. De waarde van n varieert van 1 tot de schil die het buitenste
elektron van het atoom bevat. Bijvoorbeeld: in Cs is het buitenste valentie elektron aanwezig
in de schil met energieniveau 6, een elektron in Cs kan dus een n waarde hebben van 1 tot 6.
Het principieel kwantumgetal zegt dus iets over de afstand van het orbitaal tot de kern.
▪ Het orbitaal kwantumgetal (l). Dit kwantumgetal beschrijft de tussenschil, en geeft de
magnitude van het momentum door een relatie. Dit kwantumgetal bepaald of een orbitaal
een s, p, d of f orbitaal is. Het orbitaal kwantumgetal zegt dan ook iets over de vorm van het
orbitaal.
▪ Het magnetisch kwantumgetal (m). Dit kwantumgetal zegt iets over het specifieke orbitaal,
oftewel de wolk, binnen deze tussenschil. Het magnetisch kwantumgetal zegt iets over de
oriëntatie van het orbitaal. Wanneer het magnetisch kwantumgetal wordt gecombineerd
met het orbitaal kwantumgetal kan er duidelijkheid worden gegeven over de oriëntaties van
de specifieke orbitalen. Een s orbitaal heeft 1 oriëntatie, een p orbitaal heeft 3 oriëntaties en
een d orbitaal heeft 5 oriëntaties.
De oriëntatie van een elektron in een orbitaal wordt bepaald door:
▪ Het spin kwantumgetal (s). Dit kwantumgetal zegt iets over de spin van het elektron, oftewel
of het elektron naar boven of naar beneden wijst. Een spin van -½ wordt aangeduid als een
downspin, een spin van ½ wordt aangeduid als een upspin. Het spin kwantumgetal zegt dus
iets over de oriëntatie van elektronen in het orbitaal.
Het uitsluitingsprincipe van Pauli beschrijft dat binnen een atoom twee elektronen niet dezelfde
waardes kunnen hebben voor de 4 kwantumgetallen. Binnen een elektron zijn dus geen twee
elektronen hetzelfde.
Volgens het Aufbau principe vullen elektronen in de grondstaat van het atoom of ion eerst de
atoomorbitalen van de laagste beschikbare energie voordat ze hogere energieniveaus gaan bezetten.
, Een 1 s schil is bijvoorbeeld eerst gevuld voordat een 2s schil wordt bezet. Op deze manier vormen
de elektronen van een atoom of ion de meest stabiele elektronenconfiguratie mogelijk.
Volgens de regel van Hund worden de elektronen in een subniveau van een hoofdniveau van de
energietoestand van een elektron over de orbitalen verdeeld, zodanig dat er zo veel mogelijk
ongepaarde elektronen voorkomen. Het is immers zo dat twee elektronen in eenzelfde orbitaal meer
repulsie ondervinden dan twee elektronen in twee orbitalen. Op een gelijk energieniveau worden
dus eerst ongepaarde elektronen gevormd, dan pas gepaarde.
De regel van Mandelung verklaart de vorm van het periodiek systeem:
Edelgassen hebben een lage chemische reactiviteit. Een edelgasconfiguratie is dan ook een toestand
van de elektronenconfiguratie van een atoom of ion waarbij de elektronen in de buitenste
elektronenschil de configuratie van de elektronen van een edelgas hebben. Alle elektronen in de
buitenste schil zijn dan gepaard. Wanneer dit aan de hand is, is een atoom niet reactief. Een atoom
wil graag naar de edelgasconfiguratie. Om dit te bereiken gaat een atoom chemische bindingen aan
met andere atomen door valentie elektronen. Dit is een elektron die deel uitmaakt van een atoom,
en kan deelnemen in het vormen van een chemische binding. Een chemische binding kan worden
omschreven als een aantrekking tussen atomen, die leidt tot de vorming van chemische stoffen die
twee of meer atomen bevatten. De binding is een resultaat van elektrostatische aantrekking tussen
tegengestelde ladingen, als elektronen, kernen of dipoolaantrekkingen. Er zijn verschillende
chemische bindingen die onderscheden kunnen worden:
▪ Ionogene interacties: Een elektrostatische interactie tussen kationen (positief geladen ionen)
en anionen (negatief geladen ionen). De binding is alleen mogelijk tussen atomen met een
groot verschil in elektronegativiteit. In de praktijk gaat het dan om bindingen tussen atomen
met een metaalkarakter en atomen met een niet-metaalkarakter. De aantrekkingskracht van
de ionen is de belangrijkste drijvende kracht. De sterkste ionbinding komt, praktisch gezien,
voor in cesiumfluoride, omdat cesium en fluor het grootste verschil in elektronegativiteit
vertonen. Ionogene bindingen vormen in vaste toestand starre kristalroosters met een dichte
stapeling van ionen. In waterige toestand komen deze ionen in gehydrateerde toestand voor.
Ze komen dan los van elkaar, en worden omringd met watermoleculen. Het energieverschil
tussen beide toestanden bepaald de wateroplosbaarheid. De sterkte van een ionbinding is
omgekeerd evenredig met de onderlinge afstand van de ionen in het kristalrooster. Hoe
langer de afstand, hoe makkelijker een zout oplost. Ionaire verbindingen zijn elektrisch
neutraal, en hebben dus geen netto lading. Door de sterke ionbindingen binnen hun
Hoofdstuk , F.J. Dekker
Introductie
Er kan onderscheid worden gemaakt tussen organische en anorganische stoffen. Anorganische
stoffen zijn afkomstig van mineralen. Organische stoffen zijn afkomstig van levende organismen. Alle
organische stoffen zijn moleculen die een koolstofatoom bevatten.
Atomen bevatten orbitalen. Een s atomisch orbitaal is de ruimte rondom de kern waarin een elektron
zich met de grootste waarschijnlijkheid bevindt en kan worden gevisualiseerd als een ronde schil. Het
kleinste orbitaal is een 1 s orbitaal. De elektronendichtheid van een 1 s orbitaal is dus kleiner dan een
2 s orbitaal. Een elektron gedraagt zich zowel als een deeltje als een golf. Dit verklaart ook waarom
een elektron in beweging blijft rondom de kern. Het volgende subniveau is een p orbitaal. Dit orbitaal
bestaat uit 2 tegengestelde lobben met tegengestelde fases. Wanneer twee s orbitalen elkaar
overlappen kan er een σ binding worden gevormd, oftewel een covalente binding. De orbitalen
moeten zich dan op de optimale afstand van elkaar bevinden, wanneer de orbitalen te dicht bij
elkaar komen stoten de kernen elkaar namelijk af. Er wordt niet altijd een binding gevormd, dit is ook
afhankelijk van de fase van de golf van de kern. Kerngolven kunnen elkaar versterken, er wordt dan
een constructieve combinatie gevormd, waarbij een binding wordt gevormd. Dit komt voor wanneer
beide golven zich in dezelfde fase bevinden. Wanneer de golven in tegenfase zijn doven ze elkaar uit,
er wordt dan een destructieve combinatie gevormd, waarbij geen binding kan worden gevormd. Dit
wordt ook wel antibinding genoemd. Wanneer atoomorbitalen met elkaar combineren om een
binding te vormen wordt er een moleculair orbitaal genoemd. De afzonderlijke orbitalen blijven
echter nog steeds intact. Wanneer er in een moleculair orbitaal ook 2 p orbitalen aanwezig zijn
kunnen zij een π binding vormen. Dit kan alleen wanneer beide p orbitalen in fase zijn.
Methaan is een C-atoom waaraan 4 H-atomen gebonden zijn. Alle
C-H-bindingen hebben dezelfde lengte, en alle bindingshoeken zijn
gelijk. Om 4 bindingen te kunnen vormen moet een koolstofatoom
een elektron naar een hoger energieniveau promoveren. Het C-
atoom heeft hiervoor een leeg p-orbitaal. Na promotie is een C-
atoom in staat om 4 bindingen te vormen. Deze 4
orbitalen kunnen worden gemixt met andere
atoomorbitalen om hybride orbitalen te vormen. Een
orbitaal wordt dan sp3 gehybridiseerd. Een sp3 orbitaal
heeft een grote en een kleine lob. De grotere lob ontstaat
door overlapping van een s orbitaal met een p orbitaal. Er blijft dan een enkel p orbitaal achter als
een kleinere lob. Bij een C-atoom gebeurt dit in 4 richtingen. Er wordt dan een tetrahedrale binding
gevormd met een bindingshoek van 109,5°.
In het geval van etheen is het koolstofatoom
gebonden aan 3 atomen, er moeten daarom 3
atoomorbitalen gehybridiseerd worden. Er ontstaan
dan 3 sp2 orbitalen en een ongehybridiseerd p
orbitaal. Het p orbitaal staat loodrecht op de 3 sp2
orbitalen. Bij etheen wordt een σ binding gevormd door overlap van 2 sp2 orbitalen. De p orbitalen
die loodrecht op deze vlakken staan kunnen ook gaan overlappen. Er wordt dan een π-binding
gevormd. Dit verklaart het ontstaan van dubbele bindingen. Omdat de p orbitalen loodrecht op de
sp2 orbitalen staan is er weinig bewegingsvrijheid in het molecuul. De orbitalen die worden gebruik
bij de vorming van bindingen bepalen de bindingshoek. De bindingshoeken in het molecuul zijn
daarom ook afwijkend van 109,5°.
Ethyn bevat een driedubbele binding. Het koolstofatoom is gebonden aan 2 atomen, en moet
daarom 2 atoomorbitalen hybridiseren. Er ontstaan dan 2 sp orbitalen en 2 ongehybridiseerde p
,orbitalen. De 2 sp orbitalen wijzen in
tegengestelde richtingen, de 2 p orbitalen staan
hier loodrecht op. In het moleculaire orbitaal
wordt een σ binding gevormd door overlap van de
2 sp orbitalen. De 2 p orbitalen die hier loodrecht
op staan kunnen overlappen met de p orbitalen
van het andere molecuul. Er worden dan 2 π bindingen gevormd. De bindingshoek van een ethyn
molecuul is 180°.
Een sp2 oriëntatie hoeft niet alleen voor te komen bij dubbele bindingen. Ook een kation en een
radicaal zijn sp2 gehybridiseerd. Bij een kation zijn de twee p orbitalen leeg, bij een radicaal is een van
de orbitalen gevuld met een ongepaard elektron.
Een halogeen heeft 1 ongepaard valentie elektron en kan 1 binding vormen. De halogeen heeft een
gevulde s schil en 2 gevulde p orbitalen naast het valentie elektron. Een halogeen maakt gebruik van
4 hybride orbitalen. Er worden dan 3 sp3 orbitalen gevormd die een lone pair bevatten, en een sp3
orbitaal zonder valentie elektron, die een binding kan gaan vormen. Een halogeen bindt dan vaak aan
waterstof. Dit wordt een waterstofhalide genoemd. Een voorbeeld is waterstofluoride. Naarmate het
aantal sp3 orbitalen toeneemt, neemt de elektronendichtheid in het overlappingsgebied en de
sterkte van de binding af, en de lengte van de binding toe. Van de halogenen vormt fluor de sterkste
binding, gevormd door respectievelijk chloor, broom en jood. Hoe korter de binding en hoe sterker
de elektronendichtheid in de regio van de orbitalenoverlap, hoe sterker de binding dus is. Daarnaast
wordt de binding korter en sterker en de bindingshoek groter naarmate de binding een sterker s
karakter krijgt.
Het periodiek systeem en atomen
Het periodiek systeem is weergegeven in het bovenstaande figuur. De witte elementen zijn niet-
metalen. De donkergrijze elementen zijn metalen. De lichtgrijze elementen zijn semi-metalen.
Sommige metalen zijn ook van belang voor de fysiologie. De concentratiespiegel van deze metalen is
echter zeer nauw. Bij een bepaalde concentratie metaal is er sprake van de optimale respons.
Wanneer deze concentratie overschreden wordt kan dit leiden tot toxische effecten, en uiteindelijk
de dood. Wanneer de concentratie lager is dan de aanbevolen concentratie leidt dit tot deficiëntie,
en uiteindelijk ook de dood. De concentratierange voor het metaal is afhankelijk van het soort
metaal.
Alle elementen uit het periodiek systeem komen overeen met atomen. Alle materie is opgebouwd uit
atomen die niet kunnen worden gemaakt of vernietigd. Alle atomen van hetzelfde element zijn
identiek, en verschillende elementen hebben verschillende typen atomen. Wanneer atomen
opnieuw worden gerangschikt treden chemische reacties op. Atomen van hetzelfde element kunnen
een verschillende hoeveelheid neutronen hebben. De verschillende mogelijke versies van ieder
,element worden isotopen genoemd. Het aantal protonen en elektronen is hetzelfde voor iedere
isotoop, aangezien zij het element en het chemische gedrag definiëren.
Op basis van deze atomen zijn verschillende atoommodellen opgesteld. Volgens het atoommodel van
Bohr zijn elektronen deeltjes. Volgens de kwantummechanica die later is opgesteld zijn elektronen
echter zowel deeltjes als golven. Ieder atoomorbitaal wordt gedefinieerd door drie kwantumgetallen:
▪ Het principieel kwantumgetal (n). Dit kwantumgetal beschrijft de elektronenschil oftewel het
energieniveau van een elektron. De waarde van n varieert van 1 tot de schil die het buitenste
elektron van het atoom bevat. Bijvoorbeeld: in Cs is het buitenste valentie elektron aanwezig
in de schil met energieniveau 6, een elektron in Cs kan dus een n waarde hebben van 1 tot 6.
Het principieel kwantumgetal zegt dus iets over de afstand van het orbitaal tot de kern.
▪ Het orbitaal kwantumgetal (l). Dit kwantumgetal beschrijft de tussenschil, en geeft de
magnitude van het momentum door een relatie. Dit kwantumgetal bepaald of een orbitaal
een s, p, d of f orbitaal is. Het orbitaal kwantumgetal zegt dan ook iets over de vorm van het
orbitaal.
▪ Het magnetisch kwantumgetal (m). Dit kwantumgetal zegt iets over het specifieke orbitaal,
oftewel de wolk, binnen deze tussenschil. Het magnetisch kwantumgetal zegt iets over de
oriëntatie van het orbitaal. Wanneer het magnetisch kwantumgetal wordt gecombineerd
met het orbitaal kwantumgetal kan er duidelijkheid worden gegeven over de oriëntaties van
de specifieke orbitalen. Een s orbitaal heeft 1 oriëntatie, een p orbitaal heeft 3 oriëntaties en
een d orbitaal heeft 5 oriëntaties.
De oriëntatie van een elektron in een orbitaal wordt bepaald door:
▪ Het spin kwantumgetal (s). Dit kwantumgetal zegt iets over de spin van het elektron, oftewel
of het elektron naar boven of naar beneden wijst. Een spin van -½ wordt aangeduid als een
downspin, een spin van ½ wordt aangeduid als een upspin. Het spin kwantumgetal zegt dus
iets over de oriëntatie van elektronen in het orbitaal.
Het uitsluitingsprincipe van Pauli beschrijft dat binnen een atoom twee elektronen niet dezelfde
waardes kunnen hebben voor de 4 kwantumgetallen. Binnen een elektron zijn dus geen twee
elektronen hetzelfde.
Volgens het Aufbau principe vullen elektronen in de grondstaat van het atoom of ion eerst de
atoomorbitalen van de laagste beschikbare energie voordat ze hogere energieniveaus gaan bezetten.
, Een 1 s schil is bijvoorbeeld eerst gevuld voordat een 2s schil wordt bezet. Op deze manier vormen
de elektronen van een atoom of ion de meest stabiele elektronenconfiguratie mogelijk.
Volgens de regel van Hund worden de elektronen in een subniveau van een hoofdniveau van de
energietoestand van een elektron over de orbitalen verdeeld, zodanig dat er zo veel mogelijk
ongepaarde elektronen voorkomen. Het is immers zo dat twee elektronen in eenzelfde orbitaal meer
repulsie ondervinden dan twee elektronen in twee orbitalen. Op een gelijk energieniveau worden
dus eerst ongepaarde elektronen gevormd, dan pas gepaarde.
De regel van Mandelung verklaart de vorm van het periodiek systeem:
Edelgassen hebben een lage chemische reactiviteit. Een edelgasconfiguratie is dan ook een toestand
van de elektronenconfiguratie van een atoom of ion waarbij de elektronen in de buitenste
elektronenschil de configuratie van de elektronen van een edelgas hebben. Alle elektronen in de
buitenste schil zijn dan gepaard. Wanneer dit aan de hand is, is een atoom niet reactief. Een atoom
wil graag naar de edelgasconfiguratie. Om dit te bereiken gaat een atoom chemische bindingen aan
met andere atomen door valentie elektronen. Dit is een elektron die deel uitmaakt van een atoom,
en kan deelnemen in het vormen van een chemische binding. Een chemische binding kan worden
omschreven als een aantrekking tussen atomen, die leidt tot de vorming van chemische stoffen die
twee of meer atomen bevatten. De binding is een resultaat van elektrostatische aantrekking tussen
tegengestelde ladingen, als elektronen, kernen of dipoolaantrekkingen. Er zijn verschillende
chemische bindingen die onderscheden kunnen worden:
▪ Ionogene interacties: Een elektrostatische interactie tussen kationen (positief geladen ionen)
en anionen (negatief geladen ionen). De binding is alleen mogelijk tussen atomen met een
groot verschil in elektronegativiteit. In de praktijk gaat het dan om bindingen tussen atomen
met een metaalkarakter en atomen met een niet-metaalkarakter. De aantrekkingskracht van
de ionen is de belangrijkste drijvende kracht. De sterkste ionbinding komt, praktisch gezien,
voor in cesiumfluoride, omdat cesium en fluor het grootste verschil in elektronegativiteit
vertonen. Ionogene bindingen vormen in vaste toestand starre kristalroosters met een dichte
stapeling van ionen. In waterige toestand komen deze ionen in gehydrateerde toestand voor.
Ze komen dan los van elkaar, en worden omringd met watermoleculen. Het energieverschil
tussen beide toestanden bepaald de wateroplosbaarheid. De sterkte van een ionbinding is
omgekeerd evenredig met de onderlinge afstand van de ionen in het kristalrooster. Hoe
langer de afstand, hoe makkelijker een zout oplost. Ionaire verbindingen zijn elektrisch
neutraal, en hebben dus geen netto lading. Door de sterke ionbindingen binnen hun
