Om de Flash animaties en video’s binnen dit arrangement te kunnen afspelen met een iPad bevelen we Photon Flash Player voor iPad aan.
Flash Video & Games plus Private Web Browser van Appsverse Inc. ,versie 5.0, kost € 4,49.
Samenvatting
Chemische binding is de wijze waarop deeltjes (atomen, ionen, moleculen) in een stof aan elkaar zijn gebonden. De elektronenconfiguratie van atomen bepaalt vooral het bindingstype (microscopisch niveau) en dit bindingstype bepaalt in hoge mate de fysische eigenschappen van een stof (macroscopisch niveau). Op basis van deze stofeigenschappen kunnen we stoffen indelen in vier soorten: zouten, metalen, moleculaire stoffen en netwerkstoffen. In dit thema gaan we in op relaties tussen bindingstypen en stofeigenschappen van deze vier soorten.
Verschillende uitgaven van het beroemde boek van Linus Pauling The Nature of the Chemical Bond (1947)
Elektronenconfiguratie
De elektronen in een atoom bevinden zich in een elektronenwolk en kunnen zich slechts in bepaalde schillen bevinden; er is structuur in de elektronenwolk. De verdeling van de elektronen over de schillen noemen we de elektronenconfiguratie van een atoom. Er is een direct verband tussen de elektronenconfiguratie van een atoomsoort en de plaats van de atoomsoort in het periodiek systeem. De chemische binding tussen atomen komt tot stand omdat de atomen streven naar een edelgasconfiguratie. Dit kan op twee manieren: door vorming van ionen of door vorming van atoombindingen. In deze paragraaf leggen we dit nader uit voordat we verschillende bindingstypen van stoffen behandelen.
Een atoom is opgebouwd uit een positief geladen kern met daaromheen een negatief geladen elektronenwolk (zie 'SK 02 Atoommodel van Rutherford' in het thema 'Atomen en moleculen'). In 1913, enkele jaren na Rutherford, kwam de Deense geleerde Niels Bohr met een bepaalde structuur voor deze elektronenwolk. Dit atoommodel van Bohr beschrijft een atoom als een soort mini-zonnestelsel: rondom de kern 'cirkelen elektronen in banen met verschillende diameter' (niet precies zoals planeten die in verschillende banen rondom de zon bewegen, maar de elektronen bezetten in de elektronenwolk wel bepaalde gebieden die we banen noemen). Deze banen noemde hij 'schillen'. Over die schillen zegt Bohr’s model het volgende:
Elke schil komt overeen met een bepaalde energie.
Per schil is plaats voor slechts een bepaald aantal elektronen, waarbij het maximum afhankelijk is van
het type schil. De eerste ('binnenste') schil kan maximaal 2 elektronen bevatten, de tweede maximaal 8, de derde maximaal 18 en de vierde schil maximaal 32.
De verdeling van de elektronen over de schillen noemen we de elektronenconfiguratie van een atoom.
In de onderstaande tabel zijn de elektronenconfiguraties van de eerste twintig atoomsoorten weergegeven.
Periode in periodiek systeem
Aantal schillen
per atoom
Atoomnummer
Symbool
Kernlading
Aantal elektronen in schilnummer
1 2 3 4
1
1
1
H
1+
1
2
He
2+
2
2
2
3
Li
3+
2 1
4
Be
4+
2 2
5
B
5+
2 3
6
C
6+
2 4
7
N
7+
2 5
8
O
8+
2 6
9
F
9+
2 7
10
Ne
10+
2 8
3
3
11
Na
11+
2 8 1
12
Mg
12+
2 8 2
13
Al
13+
2 8 3
14
Si
14+
2 8 4
15
P
15+
2 8 5
16
S
16+
2 8 6
17
Cl
17+
2 8 7
18
Ar
18+
2 8 8
4
4
19
K
19+
2 8 8 1
20
Ca
20+
2 8 8 2
Een andere manier om de elektronenconfiguraties weer te geven is die met tekeningen, waarin we de schillen voorstellen als concentrische cirkels met de atoomkern als middelpunt.
De elektronenconfiguratie van ieder element is uitgebreid te vinden op Webelements, door een element te kiezen en vervolgens te kijken bij 'atom properties' (rechterkolom) en vervolgens 'electron shell properties' aan te klikken. Daar vind je ook de schematische schilstructuur van natrium.
Periodiek systeem en elektronenconfiguratie
De elektronenconfiguratie, met name het aantal elektronen in de buitenste schil, bepaalt de chemische eigenschappen van een atoom. Deze elektronen noemen we ook wel valentie-elektronen. De valentie-elektronen zijn betrokken bij de vorming van bindingen tussen atomen, waarbij het ene atoom ze ofwel doneert aan het andere atoom, ofwel deelt met het andere atoom; in beide gevallen wordt het elektron als het ware 'losgeweekt' van het atoom. Een manier om elementen te ordenen is daarom te kijken naar het gemak waarmee valentie-electronen van het atoom te verwijderen zijn, m.a.w. hoe groot de ionisatie-energie is.
Verband tussen groep en atoombouw
Elektronen in banen, die het dichter bij de kern liggen, worden stevig vastgehouden door electrostatische aantrekking en nemen zo niet deel aan chemische reacties. Valentie-elektronen, die verder van de kern liggen worden minder stevig vastgehouden, en kunnen een rol spelen bij binding aan andere atomen. In het periodiek systeem zijn juist die elementen in een groep samengebracht, die hetzelfde aantal valentie-elektronen hebben. Hierdoor bezitten de elementen uit één groep overeenkomstige chemische eigenschappen.
Voor een atoomsoort kunnen we de elektronenconfiguratie afleiden uit het periodiek systeem:
Het atoomnummer (boven de symbolen) geeft het totaal aantal elektronen aan.
Het nummer van de periode komt overeen met het nummer van de buitenste schil.
Atomen in de groepen 1 en 2 en in de groepen 13 tot en met 18 hebben per groep een aantal valentie-elektronen. Van de atoomsoorten uit de groepen 3 tot en met 12 kunnen we het aantal valentie-elektronen niet ondubbelzinnig afleiden uit het periodiek systeem. We geven als voorbeeld het aantal valentie-elektronen van elementen in periode 3:
Nummer groep
1
2
13
14
15
16
17
18
Aantal valentie-elektronenen
1
2
3
4
5
6
7
8
Verband tussen periode en atoombouw
Periode 1 bestaat uit twee atoomsoorten, H en He. H heeft atoomnummer 1 en heeft dus 1 elektron. He, met atoomnummer 2, heeft 2 elektronen in de eerste schil. Daarmee is de eerste schil vol.
In periode 2 wordt van Li (nr. 3) tot en met Ne (nr. 10) de tweede schil opgevuld. Het Li-atoom heeft 1 elektron in de tweede schil, het Ne-atoom 8. Voor de periode 1 en 2 geldt dus: het aantal atoomsoorten is gelijk aan het maximale aantal elektronen in de eerste respectievelijk de tweede schil.
In periode 3 is de derde schil de buitenste schil. Het Na-atoom (nr. 11) heeft 1 elektron in de derde schil, het Ar-atoom (nr. 18) 8. Daarna begint periode 4, terwijl de derde schil nog niet vol is! Voor periode 3 geldt dus: het aantal atoomsoorten (8) is niet gelijk aan het maximaal aantal elektronen in de derde schil (18).
In periode 4 is de vierde schil de buitenste schil. Bij K (nr. 19) en Ca (nr. 20) bevinden zich 1 respectievelijk 2 elektronen in de vierde schil. Bij de verdere opbouw van periode 4, wordt eerst de meer naar binnen gelegen derde schil opgevuld met 10 elektronen (atoomsoorten Sc tot en met Zn). Daarna wordt de vierde schil verder gevuld. Bij Kr bevat de buitenste, vierde schil dan 8 elektronen. Na Kr begint de vijfde periode, terwijl de vierde schil nog niet vol is!
De afwijkende opvulling van de derde, de vierde en ook de hogere schillen is een gevolg van het feit dat de schillenopbouw ingewikkelder is dan hiervoor is besproken. Elektronenschillen zijn eigenlijk onderverdeeld in
subschillen. (zie tabblad 'Verdieping' van deze paragraaf). Voor verklaring van de eigenschappen van atomen, is deze onderverdeling echter niet van belang.
Energie
Bij iedere schil hoort een bepaalde energie, die in hoofdzaak wordt bepaald door de afstand tot de kern.
De eerste schil heeft de laagste energie. De schillen worden gevuld vanaf de laagste energie.
De elektronen in een atoom worden zodanig over de schillen verdeeld, dat de totale energie van het atoom zo laag mogelijk is.
Door onderlinge elektronenafstoting is de totale energie van een atoom in de derde en hogere schillen niet meer alleen afhankelijk van de afstand tot de kern.
Dat is de reden dat elektronen in een volgende schil terechtkomen, terwijl de meer naar binnen gelegen schil nog niet vol is (voor het eerst bij de atoomsoort K). Daarom betekent het einde van de derde en hogere perioden niet automatisch dat dan ook de schil vol is.
Edelgasconfiguratie
Elke periode eindigt met een edelgas. Edelgassen hebben een volle buitenste schil, die 8 elektronen bevat (2 voor He).
Een dergelijke situatie is zeer stabiel, zodat ze geen bindingen aangaan met andere atomen; ze zijn inert (niet-reactief). We noemen een elektronenverdeling als van een edelgas een edelgasconfiguratie.
De octetregel stelt dat het aantal elektronen in de buitenste schil van een atoom niet meer dan acht kan bedragen. Uitzondering hierop is waterstof, met maximaal twee elektronen.
Bij de vorming van bindingen tussen atomen verandert er alleen iets in de buitenste schil van de betrokken atomen. Een atoom zal zodanig veranderen, dat het een edelgasconfiguratie krijgt, of deze zo dicht mogelijk benadert.
Er zijn twee manieren waarop een atoom een edelgasconfiguratie kan bereiken: door vorming van een ion (zie 'Ionen: atomen met een lading') of door vorming van (polaire) atoombindingen (zie de paragraaf 'Bindingstypen').
Ionen: atomen met een lading
Een ion is een atoom (of atoomgroep) met een elektrische lading.
Een positief ion ontstaat als een atoom één of meer elektronen afstaat.
Een negatief ion ontstaat als een atoom één of meer elektronen extra opneemt. In een ion is het aantal elektronen dus niet gelijk aan het aantal protonen.
Metaalatomen kunnen uitsluitend positieve ionen vormen.
Niet-metaalatomen vormen negatieve ionen. Door vorming van ionen krijgen de atomen een stabiele edelgasconfiguratie, een elektronenverdeling waarbij de buitenste schil vol is.
Grootte van de lading
Het aantal elektronen in de buitenste schil, de valentie-elektronen, bepaalt de lading van het ion.
De lading die het ion krijgt in een verbinding noemen we elektrovalentie of kortweg valentie.
De lading van het ion zetten we rechts boven het symbool van de atoomsoort.
Voor ionen die ontstaan uit de atomen van de elementen uit de groepen 1, 2 en 13 tot en met 18 in het periodiek systeem is de valentie gemakkelijk te voorspellen.
Deze ionen hebben namelijk alle een edelgasconfiguratie.
Nummer groep
1
2
13
14
15
16
17
18
Valentie
1+
2+
3+
4+
3-
2-
1-
0
De ladingen die de atomen uit de groepen 4 tot en met 12 (metaalatomen dus) krijgen, zijn meestal niet af te leiden uit het periodiek systeem. De atomen uit de groepen 4 tot en met 12 vormen in reacties ook positieve ionen, maar die hebben meestal geen echte edelgasconfiguratie. Dit hangt samen met het feit dat de elektronenschillen veel ingewikkelder van structuur zijn dan hier is uitgelegd.
De ladingen die de ionen uit deze groepen krijgen, zijn meestal ook niet af te leiden uit het periodiek systeem.
Bovendien kunnen deze atomen vaak meer dan één soort ionen vormen. Zo kunnen ijzeratomen zowel tweewaardige als driewaardige ionen vormen: Fe2+ en Fe3+. Hoe het komt dat beide ionsoorten stabiel zijn, is niet eenvoudig te verklaren en daar gaan we hier niet op in.
Bindingstypen
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 of polaire atoombinding. Hierbij ontstaan moleculen. De binding tussen de moleculen onderling noemen we intermoleculaire binding.
Impressie van de splitsing door een foton van de atoombinding in een H2-molecuul
Bron: PHYSORG.com
Ionbinding
De ionbinding of elektrovalente binding is de binding tussen positieve en negatieve ionen in een vast zout. Deze binding ontstaat doordat de elektrostatische aantrekking tussen deze ionen groter is dan de elektrostatische afstoting tussen ionen van gelijke lading (zie ook 'SK 09 Zouten' in de paragraaf 'Soorten stoffen: structuur en eigenschappen'). Elektrostatische (Coulomb)krachten zijn sterke krachten: de ionbinding is een sterke binding.
Uit de elektriciteitsleer is bekend dat + en -ladingen elkaar aantrekken en dat + en + ladingen, evenals - en - ladingen, elkaar afstoten. Deze elektrostatische krachten zijn sterk, zeker als de afstand tussen de ladingen klein is.
Volgens de wet van Coulomb, F = f × Q1×Q2 / r2, is de kracht tussen ionen (coulombkracht) recht evenredig met de grootte van de ionladingen (Q1 en Q2) en omgekeerd evenredig met het kwadraat van de afstand r tussen de (middelpunten van de) ionen (f is een constante).
Uit de elektriciteitsleer is bekend dat + en -ladingen elkaar aantrekken en dat + en + ladingen, evenals - en - ladingen, elkaar afstoten. Deze elektrostatische krachten zijn sterk, zeker als de afstand tussen de ladingen klein is. Volgens de wet van Coulomb, F = f × Q1×Q2 / r2, is de kracht tussen ionen (coulombkracht) recht evenredig met de grootte van de ionladingen (Q1 en Q2) en omgekeerd evenredig met het kwadraat van de afstand r tussen de (middelpunten van de) ionen (f is een constante).
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 elektronenconfiguraties van het Na- en Cl-atoom kijken.
Als een natriumatoom (2-8-1) zijn buitenste elektron afstaat, ontstaat een Na+-ion met de stabiele edelgasconfiguratie van neon (2-8). (De getallen tussen haakjes geven de verdeling van de elektronen over de schillen aan.) In vergelijking:
Als een chlooratoom (2-8-7) een elektron opneemt, ontstaat een Cl--ion met de edelgasconfiguratie van argon (2-8-8). In vergelijking:
(animatie) van de vorming van de ionbinding (NaF): klik in de animatie op NaF.
(Voor de bovenstaande link is Flash Player nodig.)
Een metaal bestaat uit één soort atomen, afgezien van enkele mengsels (legeringen). De atomen van het metaal hebben géén edelgasconfiguratie. Doordat de buitenste schil van naburige metaalatomen elkaar overlappen, kunnen de valentie-elektronen 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 valentie-elektronen (zie ook 'Metalen' in de paragraaf 'Soorten stoffen: structuur en eigenschappen').
Zie ook schematische weergave van een metaalrooster hieronder:
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
Gemeenschappelijk elektronenpaar
Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Op deze manier kunnen beide atomen een edelgasconfiguratie bereiken: in het waterstofmolecuul heeft elk waterstofatoom twee elektronen om zich heen. We noemen dit een schijnbare edelgasconfiguratie, namelijk die van helium.
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 een schijnbare edelgasconfiguratie, namelijk die van argon.
Een elektronenpaar dat niet deelneemt aan de koppeling tussen de atomen noemen we een niet-bindend of 'vrij' elektronenpaar.
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/
In deze video legt Sieger Kooij de atoombinding uit.
Polaire atoombinding
Polaire atoombinding is de binding tussen atomen met verschillende elektronegativiteit. Het meest elektronegatieve atoom krijgt hierbij een klein overschot aan negatieve lading.
Polaire atoombinding komt in beginsel altijd voor tussen atomen van twee verschillende niet-metalen. Zuivere atoombindingen komen alleen voor bij twee-atomige homonucleaire verbindingen zoals H2, N2, O2 en F2.
Elektronegativiteit
Als twee verschillende atoomsoorten een atoombinding vormen, ligt het gemeenschappelijk elektronenpaar in het algemeen niet precies in het midden tussen de twee atomen.
Het ene atoom trekt er als het ware wat harder aan dan het andere.
Het bindend elektronenpaar is daardoor iets verschoven in de richting van het atoom dat er het hardst aan trekt.
De mate waarin een atoom een bindend elektronenpaar naar zich toe trekt noemen we elektronegativiteit.
In tabel 40A van BINAS zijn de elektronegativiteiten van de elementen met een getalwaarde aangeduid.
De meest elektronegatieve atoomsoort in de tabel is fluor (4,1).
Cesium en francium zijn het minst elektronegatief (0,9).
Aangezien de definitie van elektronegativiteit niet ondubbelzinnig vast ligt en directe meting niet mogelijk is, zijn er ook andere getallen in omloop (zie Webelements).
Voorbeeld
In een molecuul waterstofchloride bevindt zich het gemeenschappelijk elektronenpaar dichter bij het chlooratoom dan bij het waterstofatoom. Chemici formuleren dit als volgt: chloor is elektronegatiever dan waterstof. Het gevolg is dat het Cl-atoom een klein overschot aan negatieve lading draagt (d-) en dat het H-atoom in dezelfde mate positief (d+) is. In formule:
Er is een asymmetrische verdeling van het gemeenschappelijk elektronenpaar in een molecuul HCl. Hierdoor is sprake van een polaire atoombinding of polair covalente bindingtussen beide atomen: een binding tussen twee niet-metaalatomen met verschillende elektronegativiteit. Deze binding heet ook wel kortweg polaire binding.
Atoombinding, polaire atoombinding of ionbinding?
Bepalend voor de mate van polariteit van een atoombinding (de grootte van d+ en d-) is het verschil in elektronegativiteit van de twee atomen, en niet het feit of het een enkele, dubbele of drievoudige binding betreft.
We noemen een atoombinding polair als het verschil in elektronegativiteit (aanzienlijk) groter is dan nul. Als ondergrens wordt vaak 0,5 gehanteerd. Is het verschil in elektronegativiteit erg groot dan spreken we van een ionbinding. Als ondergrens hanteren we vaak een verschil van 1,7. Het gemeenschappelijk elektronenpaar wordt dan geheel tot het meest elektronegatieve atoom gerekend.
De bindingstypen atoombinding, polaire atoombinding en ionbinding lopen in elkaar over.
Van ionbinding via polaire binding tot atoombinding, van totale elektronenoverdracht via gedeeltelijke elektronenoverdracht tot symmetrische elektronenverdeling Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Sieger Kooij bespreekt de elektronegativiteit van atomen.
Intermoleculaire binding
Een moleculaire stof bestaat uit een verzameling neutrale moleculen. De binding tussen de moleculen onderling, de intermoleculaire binding of molecuulbinding, is van een ander type en veel zwakker dan de sterke binding tussen de atomen in een molecuul: de atoombinding of polaire atoombinding.
De aard van de intermoleculaire binding komt uitvoerig aan de orde in het thema 'SK 08 Moleculaire stoffen'.
Stoffen en stofeigenschappen
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.
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, molecuulroosters en atoomroosters.
De aard van de binding is in belangrijke mate bepalend voor de eigenschappen van de stof, dus voor de soort stof.
Een belangrijke aanwijzing over de bouw van een stof is het elektrisch geleidingsvermogen. Als een stof elektrische stroom geleidt, moeten er in die stof geladen deeltjes aanwezig zijn die zich vrij kunnen bewegen: vrije elektronen of ionen.
Soort stof
Kristalrooster
Bindingstype
Soort deeltjes
Zout
ionrooster
ionbinding
ionen
Metaal
metaalrooster
metaalbinding
metaalatomen
Moleculaire stof
molecuulrooster
intermoleculaire binding
moleculen
Netwerkstof
atoomrooster
(polaire) atoombinding
niet-metaalatomen
Indeling van stoffen
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
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.
We noemen ze daarom ook wel ionogene verbindingen.
Een ionrooster is elektrisch neutraal, er zijn altijd evenveel plusladingen als minladingen aanwezig, zie ook de onderstaande video.
Plus min plus min plus min plus min... levert een stevig geheel!
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
Het is dus niet zo dat er in een zout tussen één bepaald positief ion en één bepaald negatief ion één gelokaliseerde ionbinding bestaat. Daarom zijn in een ionrooster geen moleculen aan te wijzen en noteren we NaCl(s) bij voorkeur als Na+Cl-(s).
Zo geven we nadrukkelijk aan dat deze vaste stof uit ionen is opgebouwd en niet uit moleculen bestaat. We spreken ook niet van een molecuulformule, maar van een verhoudingsformulevan een zout.
De verhoudingsformule voor NaCl geeft wél aan dat er in natriumchloride evenveel Na+- als Cl--ionen aanwezig zijn (zie verder 'Ionroosters en ionbinding' in het thema 'SK 05 Zouten').
Ionbinding en stofeigenschappen
Elektrostatische krachten houden ionen in een ionrooster bijeen. Dit leidt onder meer tot starheid van het ionrooster, waarmee we de brosheid van zoutkristallen kunnen verklaren.
Als een zoutkristal buigt, schuiven de ionlagen over elkaar, totdat gelijknamig geladen ionen naast elkaar komen te liggen. In plaats van een aantrekkende kracht is er dan een afstotende kracht tussen de ionlagen: het kristal breekt. Er is veel kracht nodig om dit te bewerkstelligen, het kristal is sterk.
De sterke ionbinding verklaart dat zouten hoge smelt- en kookpunten hebben: er is veel kracht nodig om de ionen van elkaar los te laten komen. Alle zouten zijn bij kamertemperatuur vast.
De ionen kunnen zich in een ionrooster niet verplaatsen. Vandaar dat een vast zout geen elektrische stroom geleidt. Een elektrische stroom bestaat immers uit een stroom geladen deeltjes. In een vloeibaar zout en in een oplossing van een zout in water kunnen de ionen zich wel verplaatsen en is er dus wel elektrisch geleidingsvermogen. Een vloeibaar zout kan bijvoorbeeld ook ontleed worden, zoals getoond op de onderstaande video
Het ontleden van keukenzout
Ipadgebruikers klikken hier om de video te starten.
Gesmolten keukenzout kun je ontleden in het metaal natrium en het gas chloor door er gelijkstroom doorheen te sturen
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').
Aangezien de metaalbinding sterk is, kost het veel energie om metaalatomen van elkaar te brengen.
De meeste metalen hebben hoge smelt- en kookpunten. Hoe het komt dat sommige metalen lage smeltpunten hebben, in het bijzonder kwik, is moeilijk uit te leggen.
De buigzaamheid en smeedbaarheid van metalen is te verklaren doordat de atoomlagen in een metaal langs elkaar kunnen schuiven, zonder dat de samenhang wordt verbroken. De beweeglijke valentie-elektronen vormen als het ware een vloeibare 'lijm', die het metaalrooster bijeen houdt.
Hoe wordt een gouden sieraad gemaakt?
Ipadgebruikers klikken hier voor het starten van de video.
Hoe maken we aluminiumfolie uit aluminiumblokken?
Het goede elektrisch geleidingsvermogen van een metaalkristal is te verklaren met de beweeglijkheid van de vrije elektronen.
Elektrische stroom is immers verplaatsing van lading. De positieve kernen van de metaalatomen bezitten in de vaste fase geen bewegingsvrijheid: zij zitten op vaste plaatsen in het rooster.
Het goede warmtegeleidingsvermogen van metalen kunnen we ook verklaren met de vrije elektronen: deze transporteren de warmte snel door het metaal.
De metaalglans wordt ook door de vrije elektronen veroorzaakt.
Metalen zijn goede geleiders van de elektrische stroom (uitleg).
Voorkomen en winning
In de natuur komen metalen zelden in zuivere vorm voor. Alleen de edele metalen en soms ook koper en kwik worden in gedegen toestand gevonden, dit wil zeggen dat de metalen dan niet gereageerd hebben met andere stoffen.
Verreweg de meeste metalen hebben in de geologische geschiedenis met andere stoffen, bijvoorbeeld zuurstof, gereageerd tot steenachtige stoffen, zoals roest.
In gesteentes komen metalen voor in wat we noemen gebonden vorm, dit wil zeggen in gereageerde toestand.
Gesteentes waaruit we op economische wijze metalen kunnen vrijmaken noemen we ertsen.
Het vrijmaken van een metaal uit een erts is altijd een chemisch proces. 'Economisch' wil zeggen dat de winning economisch rendabel moet zijn.
Klei bijvoorbeeld bevat ook ijzer en aluminium in gebonden vorm, maar het is te duur om deze metalen uit klei vrij te maken. Klei is daarom geen aluminium- of ijzererts.
Moleculaire stoffen
Algemene en kenmerkende eigenschappen
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 macromoleculen 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 intermoleculaire binding (zie ook 'Intermoleculaire binding' in de paragraaf 'Bindingstypen'). De aard van deze binding komt uitvoerig aan de orde in het thema 'Moleculaire stoffen' (zie 'Intermoleculaire krachten').
Molecuulrooster van methaan (smeltpunt -182 oC) Bron: Petrucci, General Chemistry
De intermoleculaire binding of molecuulbinding is een zwakke kracht. Vandaar dat moleculaire stoffen altijd zacht zijn en lage smelt- en kookpunten hebben. Bedenk hierbij dat bij smelten en verdampen van een moleculaire stof de moleculen zelf intact blijven. Slechts de (zwakke) krachten tussen de moleculen onderling worden verbroken. Alle stoffen die bij kamertemperatuur vloeibaar of gasvormig zijn behoren tot de moleculaire stoffen, uitgezonderd kwik. Deze regel mag je niet omdraaien: er bestaan ook talrijke vaste moleculaire stoffen.
Een moleculaire stof bevat geen vrije elektronen, zoals de metalen, of ionen, zoals de zouten. Noch in vaste, noch in vloeibare vorm zal een moleculaire stof elektrische stroom kunnen geleiden.
Netwerkstoffen
Algemene en kenmerkende eigenschappen
ze zijn extreem hard, behalve grafiet;
ze hebben extreem hoge smelt- en kookpunten;
ze zijn elektrisch niet geleidend, behalve grafiet.
Voorbeelden van netwerkstoffen (een zeer kleine groep vergeleken met de andere soorten stoffen) zijn: diamant en grafiet (beide zuiver koolstof), siliciumcarbide (SiC), silicium (Si) en kwarts (siliciumdioxide, SiO2).
Atoomrooster
Netwerkstoffen kristalliseren in een atoomrooster: een regelmatige stapeling van atomen die onderling uitsluitend met atoombindingen of polaire atoombindingen met elkaar zijn verbonden (zie ook 'Atoombinding' en 'Polaire atoombinding' in de paragraaf 'Bindingstypen'). In een atoomrooster zijn geen aparte groepjes atomen (moleculen) te onderscheiden. Er is sprake van grote covalente netwerkmoleculen. Er bestaan verschillende soorten atoomroosters.
Grafiet (a) en diamant (b) Bron: McMurry & Fay, Chemistry
Atoombindingen zijn sterk en een atoomrooster is een sterk rooster. De atomen kunnen zich door de sterke bindingen met de naburige atomen heel weinig verplaatsen.
Deze starheid van het rooster uit zich in de grote hardheid van netwerkstoffen. Door de sterke atoombinding hebben netwerkstoffen ook extreem hoge smelt- en kookpunten.
Diamant
Het diamantrooster is het meest regelmatige soort: elk koolstofatoom is met vier atoombindingen aan vier andere koolstofatomen gebonden. De afstanden tot de vier naburige atomen zijn alle gelijk. Behalve bij diamant komt dit sterkste en starste type rooster ook voor bij enkele andere stoffen, zoals siliciumcarbide (SiC).
Het grafietrooster is een apart soort rooster: de koolstofatomen zijn in vlakke lagen geordend. In een laag is elk koolstofatoom met atoombindingen aan drie andere koolstofatomen gebonden. Zo ontstaat een vlakke honingraatstructuur. Het vierde valentie-elektron van elk koolstofatoom heeft geen vaste plaats en kan zich min of meer vrij in een laag bewegen. Zo ontstaat het elektrisch geleidingsvermogen van grafiet.
Tussen de lagen onderling heerst een zwakke binding. Ten gevolge van de zwakke binding tussen de lagen in grafiet, kunnen de lagen gemakkelijk langs elkaar afschuiven. Daardoor is de stof zacht en geschikt als smeermiddel.
Als je de toets hebt afgerond, kun je op de knop 'Bewijs van deelname/Overzicht' drukken.Je krijgt eerst 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 Sk-07 Chemische binding is gemaakt met
Wikiwijs van
Kennisnet. Wikiwijs is hét onderwijsplatform waar je leermiddelen zoekt,
maakt en deelt.
Auteurs
Jan Lutgerink
Je moet eerst inloggen om feedback aan de auteur te kunnen geven.
Laatst gewijzigd
2016-02-02 12:39:03
Licentie
Dit lesmateriaal is gepubliceerd onder de Creative Commons Naamsvermelding-GelijkDelen 3.0 Nederland licentie. Dit houdt in dat je onder de voorwaarde van naamsvermelding en publicatie onder dezelfde licentie 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:
