Zouten en moleculaire bindingen - soorten

In de scheikunde zijn verschillende bindingen aanwezig tussen moleculen. Deze bindingen zorgen ervoor dat suiker oplost in water, zout geen elektriciteit geleidt en water geen gas is op kamertemperatuur. Al deze kleine moleculen worden blootgesteld aan bindingen met andere moleculen, waardoor een stof een eigenschap krijgt die karakteristiek is. Waarom is water geen gas? Waarom lossen bepaalde stoffen niet op?

Soorten bindingen

Er bestaan veel bindingen tussen atomen onderling, die ervoor zorgen dat de moleculen die ze vormen bepaalde eigenschappen krijgen. Zo is een ionaire binding verantwoordelijk voor een hoog smeltpunt, en zorgt de waterstofbrug ervoor dat water een vloeistof is bij kamertemperatuur, in plaats van een gas. De verschillende bindingen zijn dus verantwoordelijk voor eigenschappen van zouten en moleculaire stoffen.

Ionaire binding

Een stof waar men elke dag mee in aanraking komt is keukenzout, vaak in vaste vorm in voedsel. Keukenzout is een ionaire stof, bestaande uit natriumchloride. In de volksmond wordt dit stofje gewoonlijk zout genoemd, maar in de scheikunde is een zout een overkoepelende term voor een stofje bestaande uit een metaal en een niet-metaal. Enkele voorbeelden van zouten zijn kaliumnitraat, calciumcarbonaat en aluminiumhydroxide. Deze stoffen komen doorgaans voor als vaste stof, maar kunnen ook een vloeistof vormen bij hogere temperaturen. Een ionaire binding bestaat uit twee (of meer) ionen die elk een lading hebben.

Als voorbeeld kan calciumcarbonaat gebruikt worden. Calcium-ionen hebben een lading van 2+, en carbonaationen hebben een lading van 2-. Indien calcium-ionen een binding aangaan met carbonaationen bevinden de twee ionen zich in gebonden staat, waarbij de elektronen gedeeld zijn tussen de ionen. Er bevinden zich geen vrije elektronen, waardoor een zout geen elektriciteit zal geleiden. Als het zout wordt opgelost, daarentegen, is het wel mogelijk om elektriciteit te geleiden in de oplossing van het zout. Een ionaire binding kan, afhankelijk van de ionen, zeer zwak of zeer sterk zijn. De zwakke bindingen zullen dan ook snel oplossen, terwijl de sterkere matig of zelfs onoplosbaar zijn.

Moleculaire binding

Een moleculaire binding bestaat uit een binding tussen enkel niet-metalen. Denk hierbij aan water, lucht, aanstekersgas, aminozuren en ammoniak. Bindingen tussen deze moleculen worden doorgaans covalente bindingen genoemd. Hierbij worden elektronen gedeeld tussen ionen zodat alle atomen in het molecuul voldoen aan de octetregel: de regel dat alle atomen in gebonden staat (met uitzondering van waterstof) acht elektronen om zich heen hebben. Ook deze stoffen kunnen geen elektriciteit geleiden. Deze stoffen kunnen, daarentegen, wel voorkomen in alle drie de aggregatietoestanden: een gas, een vloeistof of een vaste stof.

Waterstofbrug

Wat een van de belangrijkste bindingen is, is de waterstofbrug. De waterstofbrug doet zich voor bij bindingen waar een waterstof-ion gebonden is aan een zuurstof-, stikstof- of fluor-ion. Door de zeer sterke elektronegativiteit (sterkte waarmee elektronen naar een ion of atoom wordt getrokken) van deze bindingen zijn ze erg polair. Hieronder wordt in het tabel de verschillende waarden gegeven voor elektronegativiteit van atomen.


Door de grotere waarden van de anionen (negatieve ionen) zijn zij relatief negatief geladen, waarbij het kation (positieve ion) relatief positief geladen is. Door dit verschil in partiële lading kan een waterstofbrug worden geslagen: een zeer sterke binding onder moleculen die de eigenschappen van het stof doet veranderen. Zonder waterstofbruggen zou water een gas zijn op kamertemperatuur en ammoniak onoplosbaar in water. Er is nog een covalente binding die gedeeltelijk polair is, namelijk de C=O-binding, een groep die in azijnzuur te vinden is. Deze groep is daarentegen niet elektronegatief genoeg en functioneert alleen als een waterstofbrug-ontvangende groep; deze kan hij niet zelf slaan met andere moleculen.

Vanderwaals-krachten

Een Vanderwaalskracht is een kracht die vooral van toepassing is op zwaardere moleculen. De regel is dat hoe lichter een stof is, des te sneller het zal overgaan naar een andere aggregatietoestand. Bij zwaardere moleculen gaat dit moeilijker omdat zij onderling Vanderwaalskrachten ondervinden: een aantrekkingskracht die ze behoudt in hun normale aggregatietoestand.