# Basiskennis chemie/Bindingen/Covalente binding

| Vorige pagina | Inhouds­opgave | Volgende pagina | Index |

## Covalente binding en moleculen
# Waterstof

Zo kan een waterstofatoom één elektron delen met een ander atoom, bijvoorbeeld een ander waterstofatoom dat ook zijn elektron deelt. Beide waterstofatomen "zien" nu twee elektronen in hun valentieschilschil. Dit is het maximum aantal voor de eerste schil, dus meer elektronen zullen niet gedeeld worden.

# Verschillende atomen

In het tweede voorbeeld is de covalente binding tussen chloor en fluor weergegeven. Om de tekening overzichtelijk te houden zijn alleen de elektronen in de valentieschil weergegeven. Fluor heeft nog twee elektronen in zijn eerste schil, chloor twee in de eerste en acht in de tweede schil.

# Meer elektronen delen

In plaats van maar één, kunnen atomen ook twee elektronen met een ander atoom delen. Een voorbeeld daarvan is het molecuul van zuurstof. Elk zuurstof-atoom heeft zes elektronen in zijn valentieschil. Door twee van zijn elektronen met een ander zuurstof-atoom te delen "ziet" elk zuurstof-atoom 8 elektronen in zijn valentieschil. De vier elektronen die tussen de zuurstofatomen getekend zijn worden dus door beide atomen "gezien".
Voor stikstof geldt dat elk stikstofatoom maar vijf elektronen in zijn valentieschil heeft. Door 3 elektronen met een ander stikstof-atoom te delen ontstaat weer de edelgasconfiguratie van neon.
Elektronen in de covalente binding tussen twee stikstofatomen.

# Elektronegativiteit en de polair-covalente binding

Hoewel de elektronen tussen de twee atomen gedeeld worden, wil dat niet zeggen dat ze ook netjes precies in het midden tussen de twee atomen in zitten. Bij twee gelijke atomen, zoals in het zuurstof-molecuul, is dat wel het geval. In het watermolecuul worden de elektronen gedeeld tussen waterstof en zuurstof. Zuurstof trekt harder aan de elektronen dan waterstof. De gedeelde elektronen zullen een groter deel van hun tijd, ongeveer 60%, in de buurt van het zuurstof-atoom zijn. In de buurt van het zuurstof-atoom is dan ook vaker negatieve lading aanwezig dan nodig is om de positieve lading in de kern van het zuurstof-atoom te neutraliseren. Aan de buitenkant van het molecuul wordt in de buurt van het zuurstof-atoom een negatieve lading "gevoeld". Dit is niet een volledige elektronlading, want de elektronen brengen maar een deel van hun tijd extra door bij het zuurstof-atoom.
Omgekeerd geldt voor het waterstof-atoom het omgekeerde: De elektronen zijn vaker bij zuurstof, dus minder vaak bij waterstof. In de buurt van waterstof is te weinig negatieve lading aanwezig om de positieve lading van de waterstofkern te neutraliseren. In de buurt van het waterstof-atoom heeft het molecuul een positieve lading.
Elektrontrekken is wel een populaire sport bij de atomen. Fluor is de ongeslagen kampioen, met zuurstof als goede tweede. De meeste metalen zijn er niet goed in. De zwaardere alkalimetalen zijn de absolute loosers.

# Elektronegativiteit, waarden volgens Pauling

| | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen | Elektronegatieviteit in het periodiek systeem der elementen |
| | 1 Ia | | | | | | | | | | | | | | | | | 18 0 |
| 1 | 2,1 H | 2 IIa | | | | | | | | | | | 13 IIIa | 14 IVa | 15 Va | 16 VIa | 17 VIIa | He |
| 2 | 1,0 Li | 1,5 Be | | | | | | | | | | | 2,0 B | 2,5 C | 3,1 N | 3,5 O | 4,1 F | Ne |
| 3 | 1,0 Na | 1,2 Mg | 3 IIIb | 4 IVb | 5 Vb | 6 VIb | 7 VIIb | 8 VIIIb | 9 VIIIb | 10 VIIIb | 11 Ib | 12 IIb | 1,5 Al | 1,7 Si | 2,1 P | 2,4 S | 2,8 Cl | Ar |
| 4 | 0,9 K | 1,0 Ca | 1,2 Sc | 1,3 Ti | 1,5 V | 1,6 Cr | 1,6 Mn | 1,6 Fe | 1,7 Co | 1,8 Ni | 1,8 Cu | 1,7 Zn | 1,8 Ga | 2,0 Ge | 2,2 As | 2,5 Se | 2,7 Br | 3,0 Kr |
| 5 | 0,9 Rb | 1,0 Sr | 1,1 Y | 1,2 Zr | 1,2 Nb | 1,3 Mo | 1,4 Tc | 1,4 Ru | 1,5 Rh | 1,4 Pd | 1,4 Ag | 1,5 Cd | 1,5 In | 1,7 Sn | 1,8 Sb | 2,0 Te | 2,2 I | 2,6 Xe |
| 6 | 0,9 Cs | 1,0 Ba | | 1,2 Hf | 1,3 Ta | 1,4 W | 1,5 Re | 1,5 Os | 1,6 Ir | 1,4 Pt | 1,4 Au | 1,4 Hg | 1,4 Tl | 1,6 Pb | 1,7 Bi | 1,8 Po | 2,0 At | 2,2 Rn |
| 7 | 0,9 Fr | 1,0 Ra | | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |
| *Lanthaniden | *Lanthaniden | *Lanthaniden | 1,1 La | 1,1 Ce | 1,1 Pr | 1,2 Nd | 1,2 Pm | 1,2 Sm | 1,0 Eu | 1,1 Gd | 1,2 Tb | 1,2 Dy | 1,2 Ho | 1,2 Er | 1,2 Tm | 1,1 Yb | 1,2 Lu |
| **Actiniden | **Actiniden | **Actiniden | 1,0 Ac | 1,3 Th | 1,5 Pa | 1,7 U | 1,4 Np | 1,3 Pu | 1,1 Am | 1,3 Cm | 1,3 Bk | 1,3 Cf | 1,3 Es | 1,3 Fm | 1,3 Md | 1,3 No | 1,3 Lr |
Kleurcodering voor de elektronegatieviteit :
| < 1.7 | 1.7 - 2.4 | 2.5 -3.2 | > 3.3 |
De covalente binding tussen twee identieke atomen is apolair, ΔEN = 0. ΔEN wordt uitgesproken als: "Delta EE EN". het driehoekje, "Δ", is de Griekse hoofdletter "D" en staat voor "verschil". Deze notatie wordt in de wetenschap vaak gebruikt om het verschil tussen twee waarden aan te geven, en is afgeleid van het Engels/Franse woord "Diverence".
| ΔEN | Soort binding |
| < 0,4 | Covalente binding |
| 0,4 < 1,7 | Polair covalente binding |
| > 1,7 | Ionbinding |

# Notatie

Bij het vergelijken van de verschillende verdelingen van elektronen valt op dat er steeds een veelvoud van twee elektronen door atomen gebruikt wordt om de binding ertussen te vormen. Hoewel de puntjesnotatie voor elektronen bij kleine moleculen goed werkt, zijn grotere structuren lastig te lezen als er steeds puntjes geteld moeten worden. Daarom is afgesproken dat bij het tekenen van bindingen tussen atomen, in plaats van twee puntjes, één streepje gezet wordt. Je ziet hiernaast het voorbeeld voor het water- en het zuurstofmolecuul.
| Vorige pagina | Inhouds­opgave | Volgende pagina | Index |
* ↑ De bananenbinding wordt hier bewust buiten beschouwing gelaten.
* ↑ In het Noord-Nederlands is het woord "Molecuul" onzijdig: het molecuul. Er wordt naar verwezen met woorden als dit, dat en zijn. In het Zuid-Nederlands (Vlaams) wordt gesproken over de molecule, deze, die en haar.
* ↑ De exacte grootte van het percentage is niet echt belangrijk, maar maakt de manier van redeneren hier wel makkelijker.
* 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 https://commons.wikimedia.org/wiki/File:Electronegative.jpg (20191125 1200)