## 4.7 De atoombinding

Wat is een atoombinding?

De binding tussen atomen in een molecuul wordt atoombindinggenoemd. 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:

Portfolio 4.3

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). Toon alle elektronen in het molecuul.