Chemische bindingen: ion-, atoom- en metaalbinding

Waarom atomen binden: de octetregel

Hoe een atoom is opgebouwd en hoe elektronen over de schillen verdeeld zijn, lees je bij atoomstructuur. Voor bindingen tellen alleen de elektronen in de buitenste schil: de valentie-elektronen. Voor de hoofdgroepen lees je dat aantal direct af uit het groepsnummer: natrium (groep 1) heeft er 1, koolstof (groep 14) 4, zuurstof (groep 16) 6, chloor (groep 17) 7.

Atomen zijn het stabielst als hun buitenste schil 8 elektronen bevat, net als de edelgassen. Dat is de octetregel. Een atoom kan dat octet op drie manieren bereiken: elektronen afstaan, elektronen opnemen of elektronen delen. Welke route wordt gekozen, bepaalt het bindingstype. Waterstof is de bekende uitzondering: dat heeft genoeg aan 2 elektronen (een 'duplet', zoals helium). Ook boor in BF₃ (6 elektronen) en zwavel in SF₆ (12) wijken af; de octetregel is een vuistregel, geen natuurwet.

Het aantal atoombindingen dat een niet-metaal normaal vormt, heet de covalentie (vaak ook kortweg valentie). Het is gelijk aan het aantal elektronen dat nog ontbreekt aan het octet: H 1, O 2, N 3, C 4. Daarom is water H₂O en methaan CH₄, en niet H₃O of CH₃.

Elektronegativiteit: wie trekt het hardst?

Elektronegativiteit (EN) is de mate waarin een atoom in een binding de gedeelde elektronen naar zich toe trekt. De schaal van Linus Pauling loopt van ongeveer 0,8 (kalium, cesium) tot 3,98 (fluor). In het periodiek systeem neemt de EN toe naar rechtsboven. Het verschil in EN tussen twee atomen voorspelt het bindingstype:

De grens van 1,7 is een afspraak, geen harde overgang: bindingen lopen geleidelijk van zuiver covalent naar vrijwel volledig ionair. Sommige lesmethoden en de Binas gebruiken iets andere EN-waarden en grenzen; volg bij een toets de afspraak van je eigen methode.

De atoombinding (covalente binding)

Bij een atoombinding delen twee niet-metaalatomen een elektronenpaar. Het gedeelde paar wordt door beide kernen aangetrokken en houdt ze zo bij elkaar. Delen ze één paar, dan is het een enkele binding (H–H), bij twee paren een dubbele (O=O), bij drie een drievoudige binding (N≡N). De drievoudige binding in stikstof is met circa 945 kJ/mol zo sterk dat N₂ nauwelijks reageert — de reden dat planten niets hebben aan de stikstof in de lucht (zie de stikstofkringloop).

Atoombindingen vormen meestal losse moleculen: H₂O, CO₂, C₆H₁₂O₆. Binnen het molecuul zijn de bindingen sterk; tussen de moleculen zijn de krachten zwak. Daarom hebben de meeste moleculaire stoffen lage smelt- en kookpunten. Een belangrijke uitzondering is het atoomrooster (covalent netwerk), waarin elk atoom via atoombindingen aan zijn buren vastzit tot in de hele kristal. Diamant (koolstof, elke C aan 4 andere C) en kwarts (SiO₂) zijn voorbeelden: extreem hard en met smeltpunten boven 1700 °C, omdat je voor smelten echte atoombindingen moet breken.

Polaire binding ≠ polair molecuul

Of een molecuul als geheel polair is, hangt ook af van de ruimtelijke vorm. In CO₂ zijn beide C=O-bindingen polair, maar het molecuul is lineair (O=C=O): de twee dipolen wijzen precies tegengesteld en heffen elkaar op. CO₂ is dus een apolair molecuul. In water staan de twee O–H-bindingen onder een hoek van 104,5°; de dipolen tellen op tot een netto dipool met de δ−-kant bij het zuurstofatoom. Daardoor is water een sterk polair molecuul, en dat verklaart veel van zijn bijzondere eigenschappen.

De ionbinding en zouten

Bij een groot EN-verschil trekt het niet-metaal de elektronen volledig naar zich toe. Natrium staat zijn ene valentie-elektron af en wordt Na⁺; chloor neemt het op en wordt Cl⁻. Beide ionen hebben nu een edelgasconfiguratie. De ionbinding is de elektrostatische aantrekking tussen die tegengesteld geladen ionen. De sterkte volgt uit de wet van Coulomb:

Een ionbinding is niet gericht: elk ion trekt alle tegengesteld geladen buren aan. Er ontstaan dus geen moleculen, maar een ionrooster. In keukenzout (NaCl) is elk Na⁺-ion omringd door 6 Cl⁻-ionen en omgekeerd, in een kubisch patroon dat je terugziet in de blokvormige zoutkorrels. Een stof met een ionrooster heet een zout. De formule is een verhoudingsformule: NaCl betekent 'evenveel Na⁺ als Cl⁻', niet 'een molecuul van één Na en één Cl'.

Omdat alle ionen vastzitten, geleidt vast zout geen stroom. Gesmolten of opgelost wel: dan kunnen de ionen bewegen en lading transporteren. Dit is een snelle test om een zout van een moleculaire stof te onderscheiden — een suikeroplossing geleidt niet, een zoutoplossing wel.

Rekenvoorbeeld 1: magnesiumoxide

Vraag: welke formule en welk bindingstype heeft de verbinding tussen magnesium en zuurstof, en waarom smelt die bij 2852 °C terwijl NaCl al bij 801 °C smelt?

1. Mg (groep 2) staat 2 elektronen af → Mg²⁺. O (groep 16) neemt 2 elektronen op → O²⁻.
2. Ladingen moeten samen nul zijn: 1 × (+2) + 1 × (−2) = 0, dus de formule is MgO.
3. ΔEN = 3,44 − 1,31 = 2,13 > 1,7 → ionbinding.
4. In de wet van Coulomb staat q₁ · q₂. Voor Na⁺/Cl⁻ is dat 1 × 1 = 1 (in eenheden van e), voor Mg²⁺/O²⁻ is het 2 × 2 = 4. Bovendien zijn Mg²⁺ en O²⁻ kleiner, dus r is kleiner. De aantrekking is ruim vier keer zo sterk, en dat zie je terug in het smeltpunt.

Rekenvoorbeeld 2: de formule van aluminiumoxide

Al (groep 13) vormt Al³⁺, O vormt O²⁻. Het kleinste gemene veelvoud van 3 en 2 is 6: je hebt 2 Al³⁺ (+6) en 3 O²⁻ (−6) nodig. De formule is Al₂O₃. Op dezelfde manier geeft Ca²⁺ met Cl⁻ de formule CaCl₂. Kloppen de ladingen niet, dan klopt de formule niet — een snelle controle bij het kloppend maken van reactievergelijkingen.

De metaalbinding: de elektronenzee

Metaalatomen hebben weinig valentie-elektronen en een lage elektronegativiteit. In een metaal staan alle atomen hun valentie-elektronen af aan het geheel. Er ontstaat een metaalrooster van positieve metaalionen in een 'zee' van vrij bewegende elektronen. De metaalbinding is de aantrekking tussen die positieve ionen en de negatieve elektronenzee.

Dit ene model verklaart de typische metaaleigenschappen:

• Stroomgeleiding in vaste toestand: de vrije elektronen schuiven op zodra er een spanning staat (zie de wet van Ohm).
• Warmtegeleiding: dezelfde mobiele elektronen transporteren ook bewegingsenergie.
• Vervormbaarheid: lagen ionen kunnen over elkaar schuiven zonder dat de binding breekt, omdat de elektronenzee meebeweegt. Een zoutkristal breekt juist: verschuif je een laag, dan komen gelijke ladingen tegenover elkaar en stoten ze elkaar af.
• Glans: vrije elektronen kaatsen licht van vrijwel alle golflengten terug.

De sterkte van de metaalbinding varieert enorm: kwik smelt bij −39 °C, natrium bij 98 °C, ijzer bij 1538 °C en wolfraam bij 3422 °C. Mengsels van metalen, zoals staal en brons, bespreken we bij metalen en legeringen.

Krachten tussen moleculen

Bij moleculaire stoffen bepalen niet de atoombindingen maar de zwakke krachten tussen moleculen het smelt- en kookpunt. Bij koken van water breek je geen O–H-bindingen; je haalt alleen watermoleculen uit elkaar.

Vanderwaalskrachten

Elk molecuul heeft een wisselende, tijdelijke ladingsverdeling in zijn elektronenwolk. Die tijdelijke dipolen trekken elkaar aan: de vanderwaalskracht (genoemd naar de Nederlandse natuurkundige Johannes Diderik van der Waals, Nobelprijs 1910). Hoe groter het molecuul (hoe meer elektronen en hoe groter het contactoppervlak), hoe sterker. Dat zie je in de alkanen: methaan kookt bij −162 °C, propaan bij −42 °C, hexaan bij 69 °C. Ook de halogenen tonen het: F₂ is een gas, Br₂ een vloeistof en I₂ een vaste stof bij kamertemperatuur.

Waterstofbruggen: waarom water pas bij 100 °C kookt

Een waterstofbrug ontstaat wanneer een H-atoom dat aan een sterk elektronegatief atoom (O, N of F) vastzit, wordt aangetrokken door een vrij elektronenpaar van een O-, N- of F-atoom in een naburig molecuul. De H draagt dan een grote δ+, en is zo klein dat die lading heel dicht bij de buurman kan komen. Een waterstofbrug is ongeveer tien keer zwakker dan een atoombinding, maar veel sterker dan een vanderwaalskracht.

Het effect is spectaculair. Methaan (CH₄, 16 u) en water (H₂O, 18 u) zijn bijna even zwaar, maar methaan kookt bij −162 °C en water bij 100 °C — een verschil van 262 graden. Nog sprekender: waterstofsulfide (H₂S, 34 u), hetzelfde type molecuul maar dan met zwavel in plaats van zuurstof, is bijna twee keer zo zwaar als water en kookt toch al bij −60 °C. Zwavel is te weinig elektronegatief voor waterstofbruggen. Zonder waterstofbruggen zou water op Aarde een gas zijn. Dezelfde bruggen verklaren waarom ijs drijft (een open roosterstructuur), waarom water een hoge soortelijke warmte heeft en hoe de twee strengen van DNA bij elkaar blijven.

Rekenvoorbeeld 3: ethanol versus dimethylether

Ethanol (CH₃CH₂OH) en dimethylether (CH₃OCH₃) hebben dezelfde molecuulformule C₂H₆O en dus dezelfde massa, 46 u (ze zijn isomeren). Ethanol kookt bij 78 °C, dimethylether bij −24 °C. Verklaring: ethanol heeft een O–H-groep (ΔEN = 1,24) en vormt waterstofbruggen; in dimethylether zit de O tussen twee C-atomen en is er geen H aan O gebonden. De ether kan wel waterstofbruggen ontvangen (van water, daarom lost hij redelijk op), maar niet onderling vormen.

Overzicht: binding, voorbeeld en eigenschappen

Veelgestelde vragen

Verder lezen