Basiskennis chemie/Bindingen/Covalente binding

---

Vorige pagina

Inhouds­opgave

Volgende pagina

Index

---

Covalente binding en moleculen

In tegenstelling tot de metaalbinding, waarbij de elektronen met alle andere atomen in het stuk metaal gedeeld worden, worden in een covalente binding, soms ook atoombinding genoemd, de elektronen maar tussen twee atomen gedeeld. Het aantal elektronen dat atomen met elkaar delen gebeurt zo, dat elk atoom in zijn valentieschil een edelgasconfiguratie "ziet". Omdat de elektronen de elektronen met elkaar delen kunnen ze niet zomaar los van elkaar bewegen. Bovendien heet het niet voor niets een binding! Atomen die niet los van elkaar door de ruimte kunnen bewegen, vormen een kluitje. Een dergelijk kluitje wordt een molecuul genoemd.

Covalente binding
Atoombinding
Molecuul / Molecule

Waterstof

Zo kan een waterstofatoom één elektron delen met een ander atoom, bijvoorbeeld een ander waterstofatoom dat ook zijn elektron deelt. Beide waterstofatomen "zien" nu twee elektronen in hun valentieschilschil. Dit is het maximum aantal voor de eerste schil, dus meer elektronen zullen niet gedeeld worden.

In de figuur hiernaast zijn de gedeelde elektronen als puntjes weergegeven tussen de twee atomen.

De covalente binding tussen twee waterstofatomen

Verschillende atomen

In het tweede voorbeeld is de covalente binding tussen chloor en fluor weergegeven. Om de tekening overzichtelijk te houden zijn alleen de elektronen in de valentieschil weergegeven. Fluor heeft nog twee elektronen in zijn eerste schil, chloor twee in de eerste en acht in de tweede schil.

Beide atomen hebben 7 elektronen in hun valentieschil. Zowel chloor als fluor stellen een elektron beschikbaar om te delen: ze "zien" beide nu zeven elektronen van zichzelf en het ene gedeelde elektron van de ander, dus acht in totaal. Precies het aantal dat het edelgas (neon voor fluor, argon voor chloor) in zijn valentieschil heeft.

De covalente binding tussen fluor en chloor

Meer atomen

Het derde voorbeeld laat de covalente binding in het watermolecuul zien. Een waterstof-atoom kan één elektron beschikbaar stellen om te delen, en heeft er zelf één nodig om zijn valentieschil te vullen. Waterstof en zuurstof stellen beide een elektron beschikbaar voor de binding. Het eerste waterstof-atoom is daarmee voorzien (het aantal van helium), maar zuurstof nog niet. Zuurstof "ziet" nu zeven elektronen in zijn valentieschil: zes van zichzelf en één van het waterstof-atoom. Daarmee is zuurstof nog niet helemaal voorzien: het heeft nog een achtste elektron nodig. Het tweede waterstof-atoom biedt hier uitkomst. Door ook elektronen met zuurstof te delen heeft zuurstof nu 8 elektronen in zijn valentieschil (het aantal van neon) en het tweede waterstof-atoom, net als het eerste, ook twee. In de figuur hiernaast is de elektronenverdeling in de valentieschillen aangegeven. De extra twee elektronen in de eerste schil van zuurstof zijn weer weggelaten.

De covalente binding tussen twee waterstofatomen en een zuurstofatoom.

Meer elektronen delen

In plaats van maar één, kunnen atomen ook twee elektronen met een ander atoom delen. Een voorbeeld daarvan is het molecuul van zuurstof. Elk zuurstof-atoom heeft zes elektronen in zijn valentieschil. Door twee van zijn elektronen met een ander zuurstof-atoom te delen "ziet" elk zuurstof-atoom 8 elektronen in zijn valentieschil. De vier elektronen die tussen de zuurstofatomen getekend zijn worden dus door beide atomen "gezien".

Voor stikstof geldt dat elk stikstofatoom maar vijf elektronen in zijn valentieschil heeft. Door 3 elektronen met een ander stikstof-atoom te delen ontstaat weer de edelgasconfiguratie van neon.

Meer dan 3 elektronen worden zelden met één ander atoom gedeeld.

Elektronen in de covalente binding tussen twee zuurstofatomen.

Elektronen in de covalente binding tussen twee stikstofatomen.

Elektronegativiteit en de polair-covalente binding

Hoewel de elektronen tussen de twee atomen gedeeld worden, wil dat niet zeggen dat ze ook netjes precies in het midden tussen de twee atomen in zitten. Bij twee gelijke atomen, zoals in het zuurstof-molecuul, is dat wel het geval. In het watermolecuul worden de elektronen gedeeld tussen waterstof en zuurstof. Zuurstof trekt harder aan de elektronen dan waterstof. De gedeelde elektronen zullen een groter deel van hun tijd, ongeveer 60%, in de buurt van het zuurstof-atoom zijn. In de buurt van het zuurstof-atoom is dan ook vaker negatieve lading aanwezig dan nodig is om de positieve lading in de kern van het zuurstof-atoom te neutraliseren. Aan de buitenkant van het molecuul wordt in de buurt van het zuurstof-atoom een negatieve lading "gevoeld". Dit is niet een volledige elektronlading, want de elektronen brengen maar een deel van hun tijd extra door bij het zuurstof-atoom.

Omgekeerd geldt voor het waterstof-atoom het omgekeerde: De elektronen zijn vaker bij zuurstof, dus minder vaak bij waterstof. In de buurt van waterstof is te weinig negatieve lading aanwezig om de positieve lading van de waterstofkern te neutraliseren. In de buurt van het waterstof-atoom heeft het molecuul een positieve lading.

Om het verschil in "harder" of "minder hard" aan elektronen trekken van elementen in getallen weer te geven wordt het begrip elektronegativiteit gebruikt. In onderstaande tabel zijn de door Linus Pauling ontwikkelde waarden aangegeven.

Atomen doen niet aan touwtrekken.

Elektrontrekken is wel een populaire sport bij de atomen. Fluor is de ongeslagen kampioen, met zuurstof als goede tweede. De meeste metalen zijn er niet goed in. De zwaardere alkalimetalen zijn de absolute loosers.

Ladingverdeling in een watermolecuul. De kringels "δ" zijn de Griekse kleine letter "d", delta. Hij staat voor "een beetje"

Elektronegativiteit, waarden volgens Pauling

Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen

1 Ia

18 0

1

2,1 H

2 IIa

13 IIIa

14 IVa

15 Va

16 VIa

17 VIIa

He

2

1,0 Li

1,5 Be

2,0 B

2,5 C

3,1 N

3,5 O

4,1 F

Ne

3

1,0 Na

1,2 Mg

3 IIIb

4 IVb

5 Vb

6 VIb

7 VIIb

8 VIIIb

9 VIIIb

10 VIIIb

11 Ib

12 IIb

1,5 Al

1,7 Si

2,1 P

2,4 S

2,8 Cl

Ar

4

0,9 K

1,0 Ca

1,2 Sc

1,3 Ti

1,5 V

1,6 Cr

1,6 Mn

1,6 Fe

1,7 Co

1,8 Ni

1,8 Cu

1,7 Zn

1,8 Ga

2,0 Ge

2,2 As

2,5 Se

2,7 Br

3,0 Kr

5

0,9 Rb

1,0 Sr

1,1 Y

1,2 Zr

1,2 Nb

1,3 Mo

1,4 Tc

1,4 Ru

1,5 Rh

1,4 Pd

1,4 Ag

1,5 Cd

1,5 In

1,7 Sn

1,8 Sb

2,0 Te

2,2 I

2,6 Xe

6

0,9 Cs

1,0 Ba

1,2 Hf

1,3 Ta

1,4 W

1,5 Re

1,5 Os

1,6 Ir

1,4 Pt

1,4 Au

1,4 Hg

1,4 Tl

1,6 Pb

1,7 Bi

1,8 Po

2,0 At

2,2 Rn

7

0,9 Fr

1,0 Ra

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Nh

Fl

Mc

Lv

Ts

Og

*Lanthaniden

1,1 La

1,1 Ce

1,1 Pr

1,2 Nd

1,2 Pm

1,2 Sm

1,0 Eu

1,1 Gd

1,2 Tb

1,2 Dy

1,2 Ho

1,2 Er

1,2 Tm

1,1 Yb

1,2 Lu

**Actiniden

1,0 Ac

1,3 Th

1,5 Pa

1,7 U

1,4 Np

1,3 Pu

1,1 Am

1,3 Cm

1,3 Bk

1,3 Cf

1,3 Es

1,3 Fm

1,3 Md

1,3 No

1,3 Lr

Kleurcodering voor de elektronegatieviteit

< 1.7

1.7 - 2.4

2.5 -3.2

> 3.3

Elektronegativiteit

De covalente binding tussen twee identieke atomen is apolair, ΔEN = 0. ΔEN wordt uitgesproken als: "Delta EE EN". het driehoekje, "Δ", is de Griekse hoofdletter "D" en staat voor "verschil". Deze notatie wordt in de wetenschap vaak gebruikt om het verschil tussen twee waarden aan te geven, en is afgeleid van het Engels/Franse woord "Diverence".

Een voorbeeld waarbij ΔEN nul is, is zuurstof O₂. De covalente binding tussen niet-identieke atomen is in principe polair, het ene atoom is een beetje positief, het andere een beetje negatief. De sterkte van de polariteit hangt af van het verschil in elektronegativiteit tussen beide atomen. Covalente bindingen met ΔEN waarden kleiner dan 0,4 hebben in de meeste gevallen een apolair karakter. Atoombindingen met ΔEN waarden tussen 0,4 en 1,7 zijn in de meeste gevallen polair. Een voorbeeld hiervan is de sterk polaire O-H-binding met ΔEN = 1,4 die men in water en alcoholen aantreft.

ΔEN

ΔEN	Soort binding
< 0,4	Covalente binding
0,4 < 1,7	Polair covalente binding
> 1,7	Ionbinding

Covalent
Polair covalent
Ionogeen

Notatie

Bij het vergelijken van de verschillende verdelingen van elektronen valt op dat er steeds een veelvoud van twee elektronen door atomen gebruikt wordt om de binding ertussen te vormen. Hoewel de puntjesnotatie voor elektronen bij kleine moleculen goed werkt, zijn grotere structuren lastig te lezen als er steeds puntjes geteld moeten worden. Daarom is afgesproken dat bij het tekenen van bindingen tussen atomen, in plaats van twee puntjes, één streepje gezet wordt. Je ziet hiernaast het voorbeeld voor het water- en het zuurstofmolecuul.

Deze manier van elektronen en bindingen noteren is voor het eerst gebruikt door de Amerikaanse chemicus Lewis en wordt daarom Lewis-structuur genoemd.

De bindingen in water, zuurstof en methylpropaan met streepjes-notatie. Ook de niet-gedeelde elektronenparen op zuurstof zijn met streepjes aangegeven.

Covalente bindingen treden vooral op in de organische chemie. Koolstof, met maar 4 elektronen in zijn valentieschil kan met 4 andere atomen een elektronenpaar delen. Dit gebeurt veel met andere koolstofatomen. Daardoor kunnen lange slierten, ketens, ontstaan. Daarin is de puntjesnotatie voor de elektronen niet meer praktisch en wordt alleen de streepjesnotatie gebruikt. Een voorbeeld daarvan zie je hiernaast voor de moleculen van de stof methylpropaan. Voor een organisch molecuul is dit een kleintje. Het heeft bij elkaar maar 14 atomen en 26 elektronen in zijn valentieschillen. Elk streepje tussen twee atomen staat voor 2 elektronen.

---

Vorige pagina

Inhouds­opgave

Volgende pagina

Index

---