Moleculaire stoffen
Moleculen en atomen
Moleculen zijn opgebouwd uit atomen. De atomen van een molecuul zitten door middel van atoombindingen aan elkaar. Hoe zo'n atoombinding tot stand komt kunnen we het best duidelijk maken aan de hand van de kleinst mogelijke verbinding: een waterstofmolecuul.
De moleculen van (vaste) moleculaire stoffen zitten in een roosterstructuur (zie afbeelding). Tussen de verschillende moleculen bestaat ook een aantrekkingskracht. De hieruit resulterende binding wordt molecuulbinding of vanderwaalsbinding genoemd. Deze bindingskracht is heel zwak. De smelt- en kookpunten van moleculaire stoffen zijn dan ook laag.
De atoombinding
Wat is een atoombinding?
De binding tussen atomen in een molecuul wordt atoombinding genoemd. De atoombinding is ook een gevolg van de elektronenconfiguratie van het atoom. Anders dan bij de ionbinding worden elektronen hier niet volledig uitgewisseld. Toch is het principe hetzelfde: de atomen krijgen door de gevormde binding een gevulde buitenste schil. De octetregel geldt ook hier.
Als voorbeeld bekijken we de atoombinding tussen twee waterstofatomen. Bekijk de video hieronder.
Een gemeenschappelijk elektronenpaar
Elk waterstofatoom heeft één elektron. Net als bij de vorming van ionen is het voordeliger als de buitenste (en in dit geval enige) schil compleet gevuld is met elektronen. In de kleinste schil is ruimte voor twee elektronen (er ontbreekt dus één elektron). De twee waterstofatomen delen allebei hun elektron. De gedeelde elektronen zijn aanwezig in de schillen van beide atomen. De afstotende kracht tussen de twee positieve atoomkernen wordt door de gedeelde elektronen zo sterk verminderd dat er een stabiele binding ontstaat. Er is sprake van een gemeenschappelijk elektronenpaar.
Vaak wordt een atoombinding simpelweg weergegeven door twee puntjes. Elk punt tussen de H-atomen stelt een gedeeld elektron voor. Deze modelvoorstelling wordt de Lewis-structuur genoemd:
Wij gebruiken meestal een structuurformule, waarbij de twee lossen punten (de elektronen) in één streep worden weergegeven. Het streepje tussen de twee H's stelt het gemeenschappelijke elektronenpaar voor dat ervoor zorgt dat beide atomen aan elkaar gebonden blijven:
Bekijk de afbeelding hierboven van de twee waterstofatomen met een gemeenschappelijk elektronenpaar (de blauwe cirkels met de rode kern). Teken op een soortgelijke manier het model van een fluormolecuul (F2) en een zuurstofmolecuul (O2)
covalentie
Covalentie bepalen
Bekijk de video
Het aantal atoombindingen dat een atoom kan vormen is afhankelijk van het aantal elektronen in de buitenste schil. Een zuurstofatoom heeft zes elektronen in zijn buitenste schil; het edelgas neon in dezelfde periode heeft acht elektronen. Ook hier geldt weer de octetregel. Het zuurstofatoom komt dus nog twee elektronen tekort om de elektronenconfiguratie van het edelgas te bereiken. Daarom kan een zuurstofatoom twee bindingen vormen. De covalentie is dan 2. De getalwaarde komt overeen met de elektrovalentie van het oxide-ion.
Een zuurstofatoom kan twee atoombindingen met één ander atoom of met twee andere atomen vormen (zie de afbeeldingen hieronder). In beide moleculen heeft een zuurstofatoom twee bindingen, of naar hetzelfde of naar twee verschillende atomen. De covalentie van zuurstof is dus 2.
Oefenen met covalentie
Uitzonderingen op de octetregel
De octetregel geldt strikt genomen alleen voor de 2e periode. Atomen vanaf periode 3 kunnen namelijk verschillende covalenties hebben. Zo bestaat er bijvoorbeeld van fosfor een PCl3- en een PCl5-molecuul. Volgens de octetregel zou PCl5 niet bestaan omdat de covalentie van fosfor 3 is. Ook bij zwavel komen er verschillende covalenties voor.
Molecuul - en structuurformules
Moleculaire stoffen kunnen met molecuulformules en structuurformules beschreven worden. Daarnaast hebben moleculaire stoffen systematische namen. De naam van een moleculaire stof geeft aan hoeveel van welk atoom het molecuul bevat. Met behulp van de naam van een moleculaire stof kan de molecuulformule worden afgeleid en andersom.
De hoeveelheid atomen wordt in de formule aangegeven met een indexgetal na het atoomsymbool,
maar in de naam met een Grieks telwoord voor het atoom. Het atoom dat in de chemische naam op de achterste plek staat krijgt het achtervoegsel -ide.
| |
HCl wordt dan waterstofchloride
NBr3 wordt stikstoftribromide
Zuurstof wordt oxide en zwavel sulfide.
de telwoorden (staan ook in Binas)
|
1 = mono
2 = di
3 = tri
4 = tetra
5 = penta
6 = hexa
7 = hepta
8 = octa
9 = nona
10 = deca
|
|
Het telwoord mono wordt alleen toegepast als er anders verwarring mogelijk is,
bijvoorbeeld bij koolstofdioxide en koolstofmono-oxide.
Portfolio 4.5
- Bepaal de covalentie van ....
- fluor
- selenium
- silicium
- element 117 (ununseptium)
- Teken de structuurformules van de volgende stoffen. Dat kan bijvoorbeeld in Paint, of gewoon met pen en papier waarna je de tekening inscant of fotografeert. Houd rekening met de verschillende covalenties.
- HBr
- CH4
- C2H4
- NH3
- CH2O
- H2S
- Geef de chemische naam van
- H2Se
- OF2
- N2O4
- SO3
- N2O
- CS2
Wat zijn atomaire stoffen?
De atomaire stoffen vormen maar een kleine stofgroep. In atomaire stoffen zijn de atomen onderling verbonden door middel van een atoombinding. Op die manier ontstaat er een groot netwerk van atomen. Atomaire stoffen hebben geen verhoudings- of molecuulformules.
Voorbeelden van atomaire stoffen zijn:
- diamant en grafiet: C(s)
(diamant en grafiet zijn de twee verschijningsvormen van koolstof; ze hebben een verschillend kristalrooster, maar de formule is dus hetzelfde)
- zwarte fosfor: P(s)
- silicium: Si(s)
- zwavel: S(s)
Atomaire stoffen geleiden geen stroom. Een uitzondering is grafiet; deze stof geleidt wel een elektrische stroom.
De edelgassen vormen nog een aparte groep atomaire stoffen. Edelgassen kunnen namelijk geen atoombindingen vormen (al zijn er uitzonderingen). De gassen bestaan uit losse, ongebonden atomen.
