Bindingstypen hangen samen met de elektronenconfiguraties van atoomsoorten, die aan de binding deelnemen. De ionbinding is de binding tussen tegengesteld geladen ionen, (meestal) metaalatomen met een positieve lading en niet-metaalatomen met een negatieve lading. De binding tussen metaalatomen in metalen noemen we metaalbinding. De binding tussen twee neutrale niet-metaalatomen is een atoombinding. Hierbij ontstaan moleculen. De binding tussen de moleculen onderling noemen we molecuulbinding of vanderwaalsbinding.
Impressie van de splitsing van de atoombinding in een H2-molecuul door een foton
Bron: PHYSORG.com
Ionbinding
De ionbinding is de binding tussen positieve en negatieve ionen in een vast zout. De aantrekkingskrachten tussen positieve en negatieve ionen zijn sterke krachten, zeker als de afstand tussen de ladingen klein is: de ionbinding is een sterke binding.
Hoe ontstaan ionen?
Ionen ontstaan niet zomaar. Positieve en negatieve ionen zijn het product van chemische reacties tussen metalen en niet-metalen, waarbij overdracht van elektronen plaatsvindt van de metaalatomen naar de niet-metaalatomen.
Als een metaalatoom één of meer elektronen afstaat, moet een ander (niet-metaal)atoom die elektronen opnemen, want losse elektronen komen niet voor. De elektronenconfiguratie van de atomen bepaalt de lading van de ionen.
Voorbeeld
Bij de reactie tussen natrium en chloor ontstaat het zout natriumchloride (NaCl, keukenzout), een stof die is opgebouwd uit Na+ en Cl- ionen. We kunnen dit begrijpen als we naar de structuur van de elektronenwolk van het natrium- en chlooratoom kijken.
Als een natriumatoom (2-8-1) zijn buitenste elektron afstaat, ontstaat een Na+-ion (2-8) met een volle buitenste schil. (De getallen tussen haakjes geven de verdeling van de elektronen over de schillen K-L-M aan.)
In vergelijking:
Als een chlooratoom (2-8-7) een elektron opneemt, ontstaat een Cl- ion (2-8-8) met een volle buitenste schil. In vergelijking:
Metaalbinding
Een metaal bestaat uit één soort atomen (bijv. ijzeratomen), afgezien van enkele mengsels (legeringen). Doordat de buitenste schil van naburige metaalatomen elkaar overlappen, kunnen de elektronen uit de buitenste schil van het ene atoom naar het andere overspringen.
De metaalbinding is de binding tussen de metaalatomen ten gevolg van de sterke aantrekkende krachten tussen de positieve kernen van de metaalatomen en de vrij bewegende elektronen (zie ook 'Metalen' in de paragraaf 'Kristalrooster van stoffen').
Het metaalrooster ziet er als volgt uit.
Metaalrooster. Kleine gele bolletjes: vrije elektronen. Grote oranje bolletjes: positieve atoomresten van de metaalatomen
By Muskid [CC BY-SA 3.0 (https://creativecommons.org/licenses/by-sa/3.0)], from Wikimedia Commons
Metalen kunnen goed stroom geleiden. De reden hiervoor is de aanwezigheid van de vrij bewegende elektronen in het metaalrooster. De vrije elektronen kunnen de stroom (niets anders dan elektronen!) gemakkelijk door het metaal doorgeven.
Metalen zijn ook gemakkelijk vervormbaar. We kunnen ze buigen, walsen (tot platen) en trekken (tot draden). Deze eigenschap treedt nadrukkelijker op bij hogere temperaturen.
Waterstof komt in alle aggregatietoestanden (gas, vloeibaar, vast) voor als twee-atomige moleculen (H2). De vorming van de H - H binding in H2 komt als volgt tot stand. Als twee waterstofatomen dicht bij elkaar in de buurt komen, overlappen de elektronenwolken elkaar. Dat wil zeggen dat de elektronenwolk van het ene atoom onder invloed komt van de kern van het andere atoom en omgekeerd. De aantrekkende krachten tussen de twee atomen zijn groter dan de afstotende krachten.
Aantrekking en afstoting tussen twee atomen Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Er vormt zich een atoombinding tussen beide waterstofatomen. Elk atoom levert per atoombinding één elektron.
Formeel is dit aan te geven door het elektronenpaar gemeenschappelijk te zien. We spreken van een gemeenschappelijk elektronenpaar of bindend elektronenpaar.
In een structuurformule geven we zo’n atoombinding weer met een streepje tussen de symbolen van beide atomen: H - H
Links: Een waterstofatoom, rechts: Twee waterstofatomen via een atoombinding gebonden tot een waterstofmolecuul. Te zien is dat de twee elektronen zich tussen de kernen van de atomen in bevinden. Dit is het gemeenschappelijk elektronenpaar. Beide waterstofatomen leveren één elektron aan het gemeenschappelijk elektronenpaar. (By Jacek FH - Own work, CC BY-SA 3.0, Link)
Chloormolecuul
De vorming van de Cl - Cl binding in Cl2 komt op dezelfde wijze tot stand. Als twee chlooratomen dicht bij elkaar in de buurt komen, overlappen de buitenste schillen van hun elektronenwolken elkaar.
Een chlooratoom heeft zeven valentie-elektronen. Door de vorming van een atoombinding tussen beide chlooratomen ontstaat het chloormolecuul.
In het chloormolecuul heeft elk chlooratoom acht elektronen om zich heen, waarvan twee gemeenschappelijk met het andere atoom. Ieder atoom heeft zo een volle buitenste schil.
Aantal bindingsmogelijkheden van een atoom
Op analoge wijze vormen de atomen van de andere niet-metalen ook atoombindingen.
Elk streepje in een structuurformule stelt een gemeenschappelijk elektronenpaar voor.
Het aantal gemeenschappelijke elektronenparen dat een atoom heeft met een of meer andere atomen noemen we de covalentie van het atoom. Dit is dus het getal dat aangeeft hoeveel bindingen die atoomsoort in een molecuul kan aangaan.
Een H-atoom is steeds maar met één ander atoom verbonden en heeft dus maar maar één bindingsmogelijkheid: waterstof heeft covalentie 1. Een C-atoom heeft vier bindingsmogelijkheden: koolstof heeft covalentie 4.
Atoomsoort
Covalentie
H, F, Cl, Br, I
1
O, S
2
N, P
3
C, Si
4
Covalenties van enkele atoomsoorten
De covalentie van een niet-metaalatoom hangt samen met het aantal valentie-elektronen en volgt, voor de groepen 14 tot en met 18, uit het nummer van de groep waarin het atoom staat.
Dit leggen we uit in het thema 'SK 08 Moleculaire stoffen' (zie 'Elektronenformules').
Het is mogelijk dat twee atomen twee elektronenparen delen, zoals in zuurstofmoleculen en etheenmoleculen. We spreken dan van een dubbele binding. Er zijn dan vier elektronen betrokken bij de binding tussen die atomen.
Bij drie gemeenschappelijke elektronenparen, zoals in een stikstofmolecuul, spreken we van een drievoudige binding.
Zuurstofmolecuul
Etheenmolecuul
Voorbeelden van een dubbele binding Bron: http://www.chemguide.co.uk/
Een moleculaire stof bestaat uit een verzameling neutrale moleculen. De binding tussen de moleculen onderling, de molecuulbinding of vanderwaalsbinding, is van een ander type en veel zwakker dan de binding tussen de atomen in een molecuul: de atoombinding.
In dit filmpje (2 minuten) wordt uitgelegd hoe het komt dat moleculen elkaar aantrekken.
Kristalroosters van stoffen
Op basis van fysische eigenschappen (macroscopisch niveau) kunnen we stoffen indelen in soorten: zouten, metalen, moleculaire stoffen en netwerkstoffen. De eigenschappen van een stof worden op het niveau van de kleinste deeltjes (microscopisch niveau) bepaald door:
de aard van de deeltjes (atomen, ionen of moleculen);
de aard van de krachten tussen de deeltjes (bindingtype);
de wijze waarop de deeltjes zijn geordend (de structuur van de stof).
Structuur van de keramische supergeleider YBa2Cu3O7 Bron: Brady & Senese, Chemistry
Structuur van stoffen
Kristallijne stoffen
Verreweg de meeste stoffen bestaan in vaste toestand uit kristallen: ze zijn kristallijn.
In een kristalrooster zitten de kleinste deeltjes (atomen, ionen of moleculen) op vaste plaatsen en op regelmatige afstanden van elkaar. De regelmatige stapeling op het niveau van de kleinste deeltjes komt op macroscopisch niveau tot uiting in het regelmatige uiterlijk van een kristal. De wijze waarop de deeltjes in een stof ten opzichte van elkaar zijn gerangschikt noemen we de structuur van een stof.
Kristalroosters
Voor een beschrijving van kristalroosters komt de ruimtelijke meetkunde van pas. Geometrisch blijken er zeven hoofdtypen kristalroosters te bestaan, meer niet. Daarvan is het kubische kristalrooster het regelmatigst en het meest bekend: de kleinste deeltjes vormen een kubisch patroon, ze nemen als het ware de hoekpunten van een kubus in.
In de kristallografie, een specialisatie van de chemie, onderzoeken we de ruimtelijke structuur van vaste stoffen. De zeven hoofdtypen kristalroosters hebben mooie namen: kubisch, hexagonaal, trigonaal, tetragonaal, rhombisch, monoklien en triklien. In deze volgorde neemt de mate van symmetrie af.
Het patroon dat de moleculen vormen is ook op macroscopisch niveau zichtbaar: kristallen hebben de geometrie van het kristalrooster van de moleculen. Vormen de moleculen een kubisch kristalrooster, dan hebben de kristallen ook een kubische vorm.
(Het werkelijke onderzoek ging omgekeerd. De regelmatige patronen van veel kristallen brachten natuurwetenschappers op het idee dat de bouwstenen van vaste stoffen in overeenkomstige 'kristalroosters' aan elkaar vast zaten.)
Wanneer je korreltjes suiker of zout onder een loep bekijkt, is goed te zien dat ze een bepaalde vorm hebben. Aan de meeste vaste stoffen is dat niet zo goed te zien. Dat komt doordat de meeste vaste stoffen op aarde niet netjes molecuul voor molecuul zijn ontstaan. Mooi gevormde kristallen zijn dan ook objecten voor verzamelaars.
In vaste (kristallijne) stoffen onderscheiden we vier soorten kristalroosters, afhankelijk van het soort binding tussen de deeltjes waaruit het kristal is opgebouwd: ionroosters, metaalroosters en molecuulroosters.
Soort stof
Kristalrooster
Bindingstype
Soort deeltjes
Zout
ionrooster
ionbinding
ionen
Metaal
metaalrooster
metaalbinding
metaalatomen
Moleculaire stof
molecuulrooster
molecuulbinding / vanderwaalsbinding
moleculen
Amorfe stoffen
Er bestaan ook stoffen waarin de deeltjes net niet regelmatig genoeg zijn geordend om kristallen te vormen. We noemen dit glasachtige of amorfe stoffen (amorf = vormeloos). Voorbeelden zijn glas, plastics en rubber.
Het meest kenmerkende verschil met kristallijne stoffen is dat amorfe stoffen geen scherp smeltpunt hebben, maar langzaam week worden bij toenemende temperatuur.
Zouten
Algemene en kenmerkende eigenschappen van zouten
ze zijn hard en bros;
ze hebben hoge smelt- en kookpunten;
ze zijn elektrisch geleidend in vloeibare en in opgeloste toestand;
ze zijn elektrisch niet geleidend in vaste toestand.
Voorbeelden van zouten zijn: keukenzout, gips, kalksteen, roest en magnesiumoxide.
Ionrooster
Zouten zijn opgebouwd uit een driedimensionaal netwerk van positief en negatief geladen ionen, regelmatig geordend in een ionrooster.
Een ionrooster is elektrisch neutraal, er zijn altijd evenveel plusladingen als minladingen aanwezig, zie ook de onderstaande video.
School-tv: ionrooster en ionbinding (2 minuten)
Ipadgebruikers klikken hier voor het starten van de video.
Als we in onderstaande figuur het ionrooster van NaCl goed bekijken, dan zie we dat elk Na+ ion direct is omringd door zes Cl- ionen en elk Cl- ion door zes Na+ ionen. Er treedt elektrostatische aantrekking op tussen een Na+-ion en de zes omringende Cl- ionen. Een Na+ ion ondervindt ook elektrostatische afstoting van verderaf gelegen Na+ ionen. Aangezien elektrostatische krachten afnemen als de afstand toeneemt, blijft er netto een aantrekkende kracht over. Hetzelfde geldt voor een Cl- ion. Dit heeft tot gevolg dat elk ion gebonden is. De netto-elektrostatische aantrekking in het ionrooster noemen we ionbinding (zie ook 'Ionbinding' in de paragraaf 'Bindingstypen').
Om de ruimtelijke bouw goed te laten zien, tekenen we de ionen meestal op een afstand van elkaar linkerfiguur). In werkelijkheid zitten de ionen dicht op elkaar (rechterfiguur). Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Metalen
Algemene en kenmerkende eigenschappen
ze hebben een metaalglans:
ze zijn smeedbaar en buigzaam;
ze zijn sterk en meestal ook hard, uitgezonderd kwik;
ze hebben hoge smelt- en kookpunten, uitgezonderd kwik;
ze zijn elektrisch goed geleidend, zowel in vaste als in vloeibare toestand;
ze zijn thermisch geleidend.
Voorbeelden van metalen zijn: natrium, magnesium, ijzer en uraan.
Legeringen (mengsels van metalen) hebben zelf ook metaaleigenschappen. Voorbeelden van legeringen zijn: messing, soldeer, brons en roestvrij staal.
Metaalrooster
De regelmatige ordening van de atomen in een vast metaal noemen we het metaalrooster.
Tussen de positieve kernen van metaalatomen en de negatieve elektronen treedt elektrostatische aantrekking op, die voor de stof leidt tot metaalbinding (zie ook 'Metaalbinding' in de paragraaf 'Bindingstypen').
ze zijn zacht, gemakkelijk breekbaar, soms taai en rekbaar;
ze hebben lage smelt- en kookpunten;
ze zijn elektrisch niet geleidend, noch in vaste, noch in vloeibare, noch in opgeloste toestand.
Voorbeelden van moleculaire stoffen (verreweg de grootste groep stoffen) zijn: water, zuurstof, zwavel, suiker, kaarsvet en alcohol.
Er is een groep stoffen die vaak als een aparte groep stoffen wordt gezien, namelijk de macromoleculaire stoffen. Dat zijn stoffen die uit zeer grote moleculen bestaan, zoals: rubber, eiwitten, plastics, papier, zetmeel, wol en katoen.
Molecuulrooster
Een kristal van een moleculaire stof bestaat uit moleculen, die geordend zijn in een molecuulrooster.
De krachten tussen de moleculen onderling leiden tot de molecuulbinding (zie ook 'molecuulbinding' in de paragraaf 'Bindingstypen'). De molecuulbinding wordt ook vanderwaalsbinding genoemd. De molecuulbinding is een zwakke binding.
Molecuulrooster van methaan (smeltpunt -182 oC) Bron: Petrucci, General Chemistry
Als je de opgaven hebt afgerond, kun je op de knop 'Bewijs van deelname/Overzicht' drukken. Je krijgt dan een overzicht van het aantal goede en foute vragen te zien.
Als je verder scrolt, kom je bij een samenvatting. Hier staan de vragen, het antwoord dat jij hebt gegeven en het juiste antwoord op de vraag.
Daarnaast krijg je nog een stukje achtergrond informatie bij de foute antwoorden.
De onderstaande antwoorden moet je zelf nakijken; vergelijk jouw antwoorden met de goede
antwoorden, en geef aan in welke mate jouw antwoorden correct zijn.
Het arrangement Kristalroosters is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteur
Auteur Kunskapsskolan
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2018-04-28 10:57:49
Licentie
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding 4.0 Internationale licentie. Dit houdt in dat je onder de voorwaarde van naamsvermelding vrij bent om:
het werk te delen - te kopiëren, te verspreiden en door te geven via elk medium of bestandsformaat
het werk te bewerken - te remixen, te veranderen en afgeleide werken te maken
voor alle doeleinden, inclusief commerciële doeleinden.
Vakinhoudelijk deel van een thema over chemische binding, omgezet in een Wikiwijs arrangement vanuit een prototype van een kennisbank scheikunde van het voormalige Ruud de Moor Centrum van de OU. Oorspronkelijke auteurs en samenstellers van de kennisbank: Jan de Dobbelaere, Ingrid Holtkamp en Jan Lutgerink. Aanpassingen door Dick Naafs en Jan Lutgerink.
We werken de kennisbank sinds 2010 niet meer bij, maar we doen dit wel voor thema's die we hebben omgezet in Wikiwijs arrangementen. U kunt mailen naar Jan Lutgerink als u voorstellen heeft voor aanpassing, maar u kunt ook een kopie van het arrangement maken om het zelf aan te passen of uit te breiden voor gebruik in de les of voor zelfstudie door leerlingen. In een digitale handleiding kunt u zien hoe u dat moet doen.
De kennisbank is ooit opgezet voor ondersteuning van beginnende docenten scheikunde. Ze bestond ook uit meerdere kennislagen: vakinhoud, vakdidactiek, toetsen, etc. De vakinhoud beschreven we als minimale parate kennis die een beginnend docent moet hebben om het vak te kunnen geven. Daaraan koppelden we didactische aanwijzingen en - waar relevant - kennis over preconcepten en misconcepten bij leerlingen.
Sommige teksten zijn wellicht ook voor leerlingen geschikt, maar dat was niet de opzet van de kennisbank. We laten het aan de docent(e) over of dit materiaal geschikt is voor bijvoorbeeld zelfstudie van zijn/haar leerlingen.
Aanvullende informatie over dit lesmateriaal
Van dit lesmateriaal is de volgende aanvullende informatie beschikbaar:
Toelichting
Bij het samenstellen van deze leerbron is gebruik gemaakt van een arrangement van Jan Lutgerink ; Dick Naafs. Het oorspronkelijke arrangement is eigendom van Jan Lutgerink ; Dick Naafs en gedeeld onder de CC BY-SA licentie.
https://maken.wikiwijs.nl/45403/Sk_07_Chemische_binding
Bij het samenstellen van deze leerbron is gebruik gemaakt van een arrangement van Jan Lutgerink ; Dick Naafs. Het oorspronkelijke arrangement is eigendom van Jan Lutgerink ; Dick Naafs en gedeeld onder de CC BY-SA licentie.
https://maken.wikiwijs.nl/45403/Sk_07_Chemische_binding
