Soorten covalente bindingen (atoombindingen)

Niet-metalen binden onderling via covalente bindingen, ook atoombindingen genoemd. Atomen gaan bindingen aan omdat ze streven naar de edelgasconfiguratie. Edelgassen hebben een volledig gevulde buitenste schil wat hen uiterst stabiel maakt. Edelgassen zijn daardoor inerte gassen, ze gaan geen bindingen aan met andere atomen. Niet-metalen hebben 4 tot 7 elektronen op hun buitenste schil, de valentie-elektronen. Ze kunnen de edelgasconfiguratie bereiken door elektronen op te nemen. Wanneer niet-metalen met elkaar binden, kunnen ze de edelgasconfiguratie alleen bereiken door elektronen met elkaar te delen. Dit is het principe van een covalente binding. Er bestaan twee soorten covalente bindingen.

• De normale covalente binding
• Tussen atomen van dezelfde soort
• Tussen atomen van verschillende soort
• De datieve covalente binding
• De semi-polaire datieve covalente binding
• De coördinatief datieve covalente binding

De normale covalente binding

In een normale covalente binding zullen de bindende atomen aan elke binding 1 elektron bijdragen. Het bindingselektronenpaar is dus voor de helft afkomstig van beide bindende atomen. De elektronen die een atoom in een covalente binding deelt, zijn
de ongepaarde elektronen van dat atoom. Ongepaarde elektronen zijn elektronen die in hun eentje voorkomen in het atoom en dus geen paar of doublet vormen met een ander elektron.

Tussen atomen van dezelfde soort

Hier zullen de gedeelde bindingselektronen zich netjes tussen de atomen bevinden. Daar het om dezelfde atomen gaat, zullen de bindende atomen immers even hard aan deze bindende elektronen trekken.

Voorbeeld 1: Binding tussen twee waterstofatomen (H) ter vorming van waterstofgas (H₂)
Waterstofatomen bezitten maar 1 elektron en dat is dan ook direct hun valentie-elektron. Zij streven naar de edelgasconfiguratie van het edelgas He. Helium is het kleinste edelgas waarbij de valentie-elektronen op de K-schil zitten. Een K-schil kan slechts twee elektronen dragen. Helium heeft met zijn twee elektronen dus een volledig gevulde buitenste schil.

Om de heliumstructuur te bereiken, zullen de twee waterstofatomen het enige elektron dat ze bezitten met elkaar delen. Hierdoor krijgen ze immers beiden bezit over twee elektronen. Hierbij vormt er zich een enkelvoudige binding tussen de 2 waterstofatomen.

Voorbeeld 2: Binding tussen twee chlooratomen (Cl) ter vorming van chloorgas (Cl₂)
Chlooratomen hebben zeven valentie-elektronen, waaronder 1 ongepaard elektron. Chlooratomen willen dus één elektron opnemen om de edelgasconfiguratie te bereiken.

Indien twee chlooratomen met elkaar binden, kan dit alleen door het gemeenschappelijk stellen van hun ene ongepaarde elektron. Er wordt hier dus ook een enkelvoudige binding tussen de chlooratomen gevormd.

Voorbeeld 3: Binding tussen twee zuurstofatomen ter vorming van zuurstofgas (O₂)
Zuurstofatomen bezitten 6 valentie-elektronen, waaronder twee ongepaarde elektronen. Om de edelgasconfiguratie te bereiken, zouden zuurstofatomen dus twee elektronen moeten opnemen.

Ze zullen hiervoor elk hun twee ongepaarde elektronen delen. Er worden in totaal dus 4 elektronen gemeenschappelijk gesteld, ter vorming van een dubbele binding tussen de zuurstofatomen.

Voorbeeld 4: Binding tussen twee stikstofatomen ter vorming van stikstofgas (N₂)
Stikstofatomen zijn niet-metalen met 5 elektronen op de buitenste schil. Hiervan zijn er drie elektronen ongepaard. Om de edelgasconfiguratie te verkrijgen, zou een stikstofatoom dus drie elektronen moeten opnemen.

Stikstofatomen kunnen onderling een binding aangaan door elk hun drie ongepaarde elektronen gemeenschappelijk te stellen. Er worden op deze manier drie bindende elektronenparen gevormd, resulterend in een drievoudige binding tussen de stikstofatomen.

Tussen atomen van verschillende soort

Er bestaan ook normale covalente bindingen tussen atomen van een verschillende soort. Hier zullen de gedeelde elektronen niet precies tussen de bindende atomen komen te zitten. Elk element wordt immers gekarakteriseerd door een bepaalde elektronegatieve waarde (ENW). Hoe hoger deze waarde, hoe sterker het betreffende element aan de bindende elektronen trekt. Bij een binding tussen atomen van verschillende soort zullen de bindende elektronen dus dichter bij het atoom met de hoogste elektronegatieve waarde zitten.

Voorbeeld 1: Binding tussen een zuurstofatoom en twee waterstofatomen ter vorming van water (H₂O)
Het zuurstofatoom wenst twee extra elektronen naar zich toe te trekken en beide waterstofatomen wensen elk 1 extra elektron.

Beide waterstofatomen kunnen dus elk hun elektron delen met het zuurstofatoom en zuurstof zal zijn twee ongepaarde elektronen delen, eentje met elk waterstofatoom. De bindende elektronen zullen meer door het zuurstofatoom worden aangetrokken daar zuurstof een hogere ENW (3.5) heeft dan waterstof (2.2).

Voorbeeld 2: Binding tussen een koolstofatoom en twee zuurstofatomen ter vorming van koolstofdioxide (CO₂)
Een koolstofatoom heeft 4 ongepaarde valentie-elektronen. Om de edelgasconfiguratie te verkrijgen, kan koolstof dus vier elektronen opnemen of afgeven. Zuurstof heeft 6 valentie-elektronen en wil dus 2 extra elektronen opnemen.

Koolstof kan zijn vier valentie-elektronen dus delen met de twee zuurstofatomen, 2 elektronen per zuurstofatoom. Beide zuurstofatomen kunnen op hun beurt ook elk hun twee ongepaarde elektronen gemeenschappelijk stellen met het koolstofatoom. Zo ontstaat er een verbinding waarbij koolstof dubbel gebonden is met beide zuurstofatomen. Ook hier zullen de zuurstofatomen de bindende elektronen naar zich toetrekken wegens de lagere ENW van koolstof (2.5).

Probleem?: Binding tussen een koolstofatoom en een zuurstofatoom ter vorming van koolstofmonoxide (CO)
Koolstof heeft dus 4 elektronen te geef maar het zuurstofatoom wil er slechts 2 extra. Deze binding kan dus niet worden gevormd via een normale covalente binding waarbij atomen ongepaarde elektronen met elkaar delen. Hier is een datieve covalente binding nodig.

De datieve covalente binding

Om een normale covalente binding aan te gaan, dienen de bindende atomen dus elk een juist aantal ongepaard elektronen te bevatten. Indien dit niet het geval is, is een covalente binding alsnog mogelijk indien één van de bindende atomen een volledig elektronenpaar ter beschikking stelt om de binding te vormen. De gevormde binding bestaat dan uit elektronen die geheel of gedeeltelijk afkomstig zijn van één van de bindende atomen. De vorming van koolstofmonoxide kan op deze manier worden verklaard.

Het koolstofatoom wil dus 4 extra elektronen en het zuurstofatoom wenst slechts 2 elektronen. Beide atomen kunnen alvast elk twee ongepaarde elektronen met elkaar delen.

Op deze manier heeft zuurstof de edelgasconfiguratie bereikt maar koolstof nog niet. Hiervoor kan het zuurstofatoom één van zijn vrije doubletten gebruiken om een extra binding te vormen. Zuurstof doneert dus een bindend elektronenpaar zodat ook koolstof de edelgasconfiguratie bereikt. Het koolstof- en zuurstofatoom zijn dus gebonden via een drievoudige binding.

Er bestaan twee soorten datieve bindingen: de semi-polaire en de coördinatieve.

De semi-polaire datieve covalente binding

Bij dit soort datieve binding zal het atoom met laagste ENW een elektronenpaar doneren aan het atoom met de hoogste ENW.

Voorbeeld: De binding tussen een zwavelatoom en twee zuurstofatomen ter vorming van zwaveldioxide (SO₂)
Beide zuurstofatomen willen elk twee extra elektronen. Het zwavelatoom bezit echter slechts twee ongepaarde elektronen. Het zwavelatoom kan deze elektronen delen met 1 van beide zuurstofatomen, ter vorming van een dubbele binding. Om de binding aan te gaan met het andere zuurstofatoom zal het één van zijn vrije doubletten doneren aan dit zuurstofatoom. Dit zuurstofatoom behoudt zijn eigen elektronen dus volledig. Daar een zuurstofatoom een hogere ENW dan een zwavelatoom, zullen beide zuurstofatomen de bindende elektronen dus naar zich toe trekken. Het zuurstofatoom dat elektronen gedoneerd heeft gekregen, heeft deze dus ook bijna echt gekregen.

De coördinatief datieve covalente binding

In deze datieve covalente binding is het het atoom met de hoogste ENW dat bindingselektronenparen doneert. Koolstofmonoxide is hier een voorbeeld van. Zuurstof met een hogere ENW, doneert immers een doublet aan koolstof welke een lagere ENW heeft. Maar door de hogere ENW van zuurstof zal dit doublet wel meer in het bezit blijven van zuurstof.

Voorbeeld: De binding tussen een stikstofatoom, drie waterstofatomen en een proton ter vorming van een ammoniumion (NH₄⁺).
In deze binding wordt er een positief geladen ion gevormd. Ammonium wordt gevormd na de opname van een proton door
ammoniak: NH₃ + H⁺ → NH₄⁺

Ammoniak bestaat uit een stikstofatoom en drie waterstofatomen. De verbinding ammoniak wordt gevormd via een normale covalente binding. Het stikstofatoom deelt zijn drie ongepaarde elektronen met de drie waterstofatomen die op hun beurt alle drie hun ongepaard elektron delen met het stikstofatoom.

De opname van een proton kan niet verlopen via een normale covalente binding daar een proton nu eenmaal geen elektronen heeft om te delen. Het stikstofatoom zal zijn vrij doublet dus delen met het proton en alzo een covalente binding vormen. Stikstof heeft een hogere ENW dan waterstof en behoudt dus de meeste controle over dit bindingselektronenpaar.