Atoombinding

Waterstofmolecuul

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/

 

Voor verdieping zie Covalent bonding.
 
 
 

In deze video legt Sieger Kooij de atoombinding uit.