Scheikunde - verbindingen

Tussen atomen en moleculen kunnen allerlei krachten van toepassing zijn. Er zijn veel verschillende soorten bindingen. De ene verbinding is sterker dan de andere. Enkele voorbeeldjes zijn de ionbinding, de molecuulbinding en de covalente binding. Zo zijn er nog een hoop andere soorten verbindingen die belangrijk zijn in de scheikunde.

Moleculaire stoffen

Er zijn drie verschillende soorten stoffen. Dit zijn metalen, zouten en moleculaire stoffen. Metalen bestaan alleen uit metaalatomen, zouten zijn meestal een combinatie van metaal en niet-metaal ionen, en moleculaire stoffen zijn, zoals het woord eigenlijk al zegt, stoffen die opgebouwd zijn uit moleculen. De meeste stoffen bestaan uit moleculen. Stoffen die niet uit moleculen bestaan zijn dus zouten en metalen. Alle gassen zijn moleculaire stoffen. Enkele voorbeelden zijn zuurstof en ammoniak. Eigenschappen van moleculen zijn dat ze geen stroom geleiden in vaste, gesmolten en opgeloste toestand.
Een moleculaire stof is goed oplosbaar in water als:

• Hij waterstofbruggen kan vormen met watermoleculen.
• Hij geen grote hydrofobe stukken bevat. Dit zijn stukken die geen waterstofbruggen kunnen vormen.
• De moleculen een netto dipoolmoment hebben.

Wat waterstofbruggen zijn, en wat een dipoolmoment is wordt later nog uitgelegd.

Molecuulrooster

Een molecuulrooster kan gevormd worden tussen moleculen in een vaste toestand. Ze worden hier als het ware gerangschikt. Een molecuulrooster is niet echt een verbinding tussen de moleculen. Door de zwakke bindingen tussen de moleculen smelten stoffen met een molecuulrooster al bij een vrij lage temperatuur.

Soorten bindingen

Tussen atomen en moleculen kunnen allerlei krachten van toepassing zijn. Er zijn veel verschillende soorten bindingen. De ene verbinding is sterker dan de andere. Enkele voorbeeldjes zijn de ionbinding, de molecuulbinding en de covalente binding. Hieronder staat een lijstje van verbindingen tussen atomen en moleculen:

Vanderwaalskrachten

Een vanderwaalsbinding is een binding die ontstaat door de aantrekkingskracht tussen moleculen. De sterkte van deze verbinding is afhankelijk van de grootte en van de vorm van de moleculen. Een vanderwaalsbinding wordt ook wel molecuulbinding genoemd. Deze vanderwaalsbindingen zijn vernoemd naar de Nederlander J.D. van der Waals (1837-1923).

Atoombinding

Een molecuul H2 bestaat uit twee waterstofatomen. Tussen deze twee atomen is een atoombinding te vinden. Atoombinding wordt ook wel covalente binding genoemd. Deze binding is eigenlijk een elektronenpaar. Deze binding houdt twee atoomkernen bij elkaar. Er zijn ook atomen met een dubbele, of zelfs een drievoudige atoombinding. Het aantal atoombindingen wat een atoom aan kan gaan wordt de covalentie van het atoom genoemd. De covalentie van een koolstofatoom is bijvoorbeeld vier. Koolstof kan dus vier atoombindingen aangaan. Een streepje in een structuurformule geeft één gemeenschappelijk elektronenpaar, oftewel een atoombinding, aan. Zuurstof (O) heeft een covalentie van 2. O2 heeft dan dus twee gemeenschappelijke elektronenparen. Dit wordt een dubbele binding. In een structuurformule is dit te zien aan twee streepjes tussen de atomen.

Polaire atoombinding

Een polaire atoombinding of polaire binding is een atoombinding tussen twee atomen met een verschillende elektronegativiteit.

Dipoolmoleculen

Een dipool is een deeltje met aan de ene kant een kleine positieve lading, en aan de andere kant een kleine negatieve lading. Een dipoolmolecuul is een molecuul met een netto dipoolmoment. Moleculen zijn dipolen als er polaire bindingen zijn en de centra van positieve en negatieve ladingen niet samenvallen. Daarvoor moet je de bindingshoek van het molecuul weten. Bijvoorbeeld bij H2O is de bindingshoek tussen te twee waterstofatomen 105 graden. De atomen in het watermolecuul liggen dus niet op een rechte lijn. Hierdoor valt het centrum van de positieve ladingen niet samen met het centrum van de negatieve ladingen. Het waterstofmolecuul is dus een dipool. De bindingshoek van een molecuul kun je vinden in BiNaS tabel 53B.

Dipool-dipoolbinding

Een dipool-dipoolbinding is de binding tussen dipoolmoleculen waarbij de positieve kant van een molecuul de negatieve kant van een ander molecuul aantrekt. Dit is een extra binding naast de vanderwaalsbinding. Hierdoor liggen het smelt- en kookpunt hoger dan bij andere stoffen zonder dipool-dipoolbinding met een vergelijkbare molecuulmassa die alleen een vanderwaalsbinding bezitten. De dipool-dipoolbinding is eigenlijk de aantrekkingskracht tussen twee dipolen.

Dipool-ionbinding

De negatieve kant van een dipool richt zich naar een positief ion, en de positieve kant van een dipool richt zich naar een negatief ion. Dit is eigenlijk de hydratatie van ionen. Ze worden hierbij omringd door dipool-moleculen.

Waterstofbrug

Een waterstofbrug of H brug is de binding tussen moleculen waarbij zich een H atoom bevindt tussen twee O of twee N atomen, of tussen een O en een N atoom. Een waterstofbrug wordt aangegeven door een stippellijntje in de structuurformule.

Elektronegativiteit

Bij de polaire atoombinding staat dat het een atoombinding is tussen twee atomen met een verschillende elektronegativiteit. De elektronegativiteit is de mate waarin een atoom een bindend elektronenpaar naar zich toe trekt. Hoe hoger de elektronegativiteit dus is, hoe groter de kracht van het atoom op een ander atoom. In het periodiek systeem in BiNaS is ook af te lezen waar de grootste elektronegativiteit zich bevindt. Rechts bovenin is namelijk de grootste elektronegativiteit, en links onderin hebben de atomen de kleinste elektronegativiteit. Hier tussenin is dus te bepalen welke atomen een hogere elektronegativiteit hebben dan de andere atomen. De elektronegativiteit is te vinden in BiNaS tabel 40A.

Dipoolmoment

Het dipoolmoment zegt iets over de sterkte van de lading. Een dipoolmoment is met behulp van een berekening te bepalen. Je doet dit door de lengte van de atoombinding (in meters) te vermenigvuldigen met het ladingsverschil (in Coulomb). Het dipoolmoment is ook te vinden in BiNaS tabel 55A. De lengte van een atoombinding is te vinden in BiNaS tabel 53.

Polair en apolair

Moleculaire stoffen zijn op te delen in twee groepen. Namelijk polaire en apolaire stoffen. Een polaire stof is een moleculaire stof waarvan de moleculen dipolen zijn, en een apolaire stof is een moleculaire stof waarvan de moleculen géén dipolen zijn.

Bindingen bij verschillende stoffen

Nu je weet wat de verschillende soorten bindingen zijn staat hieronder een handige tabel met enkele voorbeeldjes.

Lees verder

• Scheikunde - rekenen met mol
• Scheikunde - naamgeving koolstofketens
• Scheikunde - handig ionen overzicht