Basischemie H3 2526.pdf

# Ionbinding Ionbinding, ook wel ionische binding genoemd, is een chemische binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen positief geladen kationen en negatief geladen anionen, vaak gevormd door de overdracht van valentie-elektronen tussen een metaal en een niet-metaal [5](#page=5). ### 1.1 Vorming van ionbindingen De vorming van een ionbinding is gebaseerd op het principe dat atomen met een lage ionisatie-energie (elektropositieve metalen) gemakkelijk valentie-elektronen afstaan om stabiele kationen te vormen, terwijl atomen met een hoge elektronenaffiniteit (elektronegatieve niet-metalen) gemakkelijk elektronen opnemen om stabiele anionen te vormen [5](#page=5). **Factoren die bijdragen aan de vorming:** * **Lage ionisatie-energie (IE) van het metaal:** Dit is de energie die nodig is om een elektron van een neutraal gasvormig atoom te verwijderen. Een lage IE betekent dat het metaal gemakkelijker een elektron afstaat [5](#page=5) [7](#page=7). * **Hoge elektronenaffiniteit (EA) van het niet-metaal:** Dit is de energie die vrijkomt of wordt opgenomen wanneer een elektron wordt toegevoegd aan een neutraal gasvormig atoom. Een negatieve EA betekent dat het niet-metaal een elektron opneemt en daarbij energie vrijkomt of energie nodig heeft om het elektron te accepteren. De energieopname voor het vormen van een anion is niet altijd gunstig op zichzelf [5](#page=5) [7](#page=7). **Voorbeeld 1: Vorming van NaCl** [5](#page=5) [9](#page=9). Natrium (Na) heeft een lage ionisatie-energie en staat gemakkelijk een valentie-elektron af om een natriumkation (Na⁺) te vormen. Chloor (Cl) heeft een hoge elektronenaffiniteit en neemt gemakkelijk een elektron op om een chloride-anion (Cl⁻) te vormen [5](#page=5). * Na → Na⁺ + e⁻ (IE(Na) = +494 kJ/mol) [7](#page=7) [9](#page=9). * Cl + e⁻ → Cl⁻ (EA(Cl) = –349 kJ/mol) [7](#page=7) [9](#page=9). De totale energieverandering voor deze twee stappen is de som van de ionisatie-energie en de elektronenaffiniteit: $∆E = IE(Na) + EA(Cl) = +494 \text{ kJ/mol} + (\text{-}349 \text{ kJ/mol}) = +145 \text{ kJ/mol}$. Aangezien deze som positief is, lijkt de vorming van de ionen energie te vragen [7](#page=7) [9](#page=9). **Voorbeeld 2: Vorming van CaBr₂** [6](#page=6). Calcium (Ca) staat twee valentie-elektronen af om een Ca²⁺-ion te vormen. Broom (Br) neemt één elektron op om een Br⁻-ion te vormen [6](#page=6). * Ca → Ca²⁺ + 2e⁻ * Br + e⁻ → Br⁻ Er zijn twee Br-atomen nodig om de twee elektronen van Ca op te nemen, wat leidt tot de formule-eenheid CaBr₂. #### 1.1.1 Roosterenergie De drijfkracht voor de vorming van ionbindingen wordt aanzienlijk beïnvloed door de **roosterenergie ($E_r$)**. Dit is de energie die vrijkomt wanneer één mol kristallijne vaste stof wordt gevormd uit zijn samenstellende positieve en negatieve ionen in de gasfase. De roosterenergie is altijd negatief omdat het een exotherm proces is, wat duidt op de stabiliteit van de kristallijne structuur [7](#page=7) [8](#page=8). * $Na^+(g) + Cl^-(g) \longrightarrow NaCl(s) + E_r$ [7](#page=7). De grootte van de roosterenergie is afhankelijk van: * **Lading van de ionen:** Een hogere lading van de ionen leidt tot een grotere roosterenergie (dominante factor) [8](#page=8). * **Ionstraal:** Een grotere ionstraal leidt tot een kleinere roosterenergie, aangezien de afstand tussen de ionen toeneemt [8](#page=8). **Voorbeeld: Vergelijking roosterenergie BaS en LiF** [8](#page=8). Hoewel BaS en LiF verschillende ladingen en ionen hebben, is de roosterenergie van BaS groter dan die van LiF. Dit komt doordat de ionen Ba²⁺ en S²⁻ een hogere lading hebben dan Li⁺ en F⁻, wat de dominante factor is. ### 1.2 Stabiliteit van ionbindingen De totale stabiliteit van een ionbinding kan worden gekwantificeerd met de vormingsenergie ($E_v$), die rekening houdt met de ionisatie-energie van het metaal, de elektronenaffiniteit van het niet-metaal, en de roosterenergie [10](#page=10) [11](#page=11). De vormingsenergie ($E_v$) wordt berekend als volgt [11](#page=11): $E_v = E_r + \sum EA_{niet-metaal} + \sum IE_{metaal}$ * $E_r$ is de roosterenergie en is altijd negatief [11](#page=11). * $\sum EA_{niet-metaal}$ is de som van de elektronenaffiniteiten van het niet-metaal. Dit kan negatief zijn (energie komt vrij) of soms positief [11](#page=11). * $\sum IE_{metaal}$ is de som van de ionisatie-energieën van het metaal en is altijd positief [11](#page=11). Hoe negatiever de vormingsenergie ($E_v$), hoe stabieler de ionbinding [10](#page=10) [11](#page=11). **Voorbeeld 1: Stabiliteit van CaCl₂ vergeleken met KCl** [11](#page=11). * Voor KCl: $E_v(KCl) = -701 \text{ kJ/mol} + (-349 \text{ kJ/mol}) + 419 \text{ kJ/mol} = -631 \text{ kJ/mol}$ * Voor CaCl₂: $E_v(CaCl_2) = -2268 \text{ kJ/mol} + 2 \times (-349 \text{ kJ/mol}) + 1734 \text{ kJ/mol} = -1232 \text{ kJ/mol}$ Omdat $|E_v(CaCl_2)| > |E_v(KCl)|$, is CaCl₂ stabieler dan KCl. **Voorbeeld 2: Stabiliteit van CaO vergeleken met MgO** [12](#page=12). * Voor CaO: $E_v(CaO) = -3414 \text{ kJ/mol} + EA(O) + 1734 \text{ kJ/mol} = -1680 \text{ kJ/mol} + EA(O)$ * Voor MgO: $E_v(MgO) = -3795 \text{ kJ/mol} + EA(O) + 2187 \text{ kJ/mol} = -1608 \text{ kJ/mol} + EA(O)$ Omdat de negatieve component van $E_v(CaO)$ groter is dan die van $E_v(MgO)$ (door de hogere roosterenergie van CaO), is CaO stabieler dan MgO. > **Tip:** De drijfkracht voor de vorming van een ionbinding is dus niet alleen het bereiken van een octetstructuur, maar ook, en vooral, het vrijkomen van aanzienlijke roosterenergie. ### 1.3 Eigenschappen van ionbindingen Ionverbindingen vertonen specifieke fysische en chemische eigenschappen die voortkomen uit de sterke elektrostatische aantrekkingskrachten in hun kristalstructuur. #### 1.3.1 Vaste toestand * **Ionrooster (kristalrooster):** In vaste toestand vormen ionen een driedimensionale structuur waarin positieve ionen worden omringd door negatieve ionen en vice versa. Een voorbeeld is het NaCl-kristal, waarbij zowel Na⁺ als Cl⁻ ionen 6 naaste buren hebben (coördinatiegetal) in een octaëdrische geometrie [13](#page=13). * **Formule-eenheid:** Een ionische verbinding in vaste vorm bestaat niet als discrete moleculen, maar als formule-eenheden die de eenvoudigste verhouding van ionen in het rooster weergeven [13](#page=13). * **Algemene eigenschappen van ionische kristallen:** * Geringe vluchtigheid [13](#page=13). * Hoge hardheid [13](#page=13). * Hoog smeltpunt [13](#page=13). * Niet elektrisch geleidend [13](#page=13). * Bros (niet vervormbaar) [13](#page=13). #### 1.3.2 Vloeibare toestand (gesmolten of in oplossing) In de vloeibare toestand (gesmolten of opgelost in een polair solvent) zijn ionverbindingen goede geleiders van elektrische stroom. Dit komt doordat de ionen mobiel zijn en als ladingsdragers kunnen fungeren [14](#page=14). * Kationen (+) bewegen naar de kathode (negatieve pool) en ondergaan reductie [14](#page=14). * Anionen (–) bewegen naar de anode (positieve pool) en ondergaan oxidatie [14](#page=14). Dit principe ligt ten grondslag aan elektrolyse [14](#page=14). > **Tip:** Onthoud de ezelsbrug KRAO: Kathode Reductie, Anode Oxidatie. #### 1.3.3 Oplosbaarheid * **Oplosbaar in polaire solventen:** Ionische verbindingen zijn meestal goed oplosbaar in polaire solventen zoals water (H₂O) [15](#page=15). * **Slecht oplosbaar in apolaire solventen:** Ze zijn daarentegen meestal slecht oplosbaar in apolaire solventen zoals benzeen of hexaan [15](#page=15). **Proces van oplossen in water (bv. NaCl):** [15](#page=15). 1. **Dissociatie van NaCl in ionen:** De ionische binding in het vaste rooster moet worden verbroken, wat energie kost (overwinnen van de roosterenergie) [15](#page=15). $NaCl(s) + \text{Energie} \longrightarrow Na^+(aq) + Cl^-(aq)$ 2. **Hydratatie (of solvatatie):** De losse ionen worden omringd door moleculen van het polaire solvent (bv. watermoleculen). Dit proces is exotherm en zet energie vrij, bestaande uit zwakke elektrostatische aantrekkingskrachten tussen de ionen en de dipolen van het solvent (ion-dipoolinteractie) [15](#page=15) [16](#page=16). $Na^+(g) + a H_2O(l) \longrightarrow Na(H_2O)_a^+(aq) + E_y$ [16](#page=16). $Cl^-(g) + b H_2O(l) \longrightarrow Cl(H_2O)_b^-(aq) + E_z$ [16](#page=16). Indien de energie die vrijkomt bij solvatatie voldoende is om de energie die nodig is voor dissociatie te compenseren, zal de ionische verbinding oplossen. In apolaire solventen, waar solvatatie verwaarloosbaar is en geen energie vrijkomt, moet veel energie worden toegevoegd om de ionische verbinding op te lossen, wat resulteert in slechte oplosbaarheid [16](#page=16). --- # Covalente binding Een covalente binding ontstaat wanneer atomen valentie-elektronen delen om een stabiele elektronenschil te bereiken, typisch een edelgasconfiguratie [18](#page=18). ### 2.1 Vorming van een covalente binding Covalente bindingen worden gevormd tussen niet-metalen. De drijvende kracht achter de vorming van een covalente binding is de energiedaling van het systeem door het delen van een elektronenpaar. Wanneer twee atomen met elk een ongepaard valentie-elektron dichter bij elkaar komen, trekken de kern van het ene atoom en de elektronen van het andere atoom elkaar aan, wat leidt tot een verlaging van de potentiële energie. Bij een bepaalde afstand tussen de kernen is de aantrekkingskracht gelijk aan de afstotingskracht, wat resulteert in een minimale energie en maximale stabiliteit van het molecuul. Deze afstand wordt de bindingslengte genoemd. De energie die vrijkomt bij de vorming van één mol covalente bindingen wordt bindingsenergie genoemd, terwijl de energie die nodig is om deze bindingen te verbreken de dissociatie-energie is [18](#page=18) [19](#page=19) [20](#page=20) [23](#page=23) [63](#page=63). ### 2.2 Molecuulorbitalen (MO) Een molecuulorbitaal (MO) is een bepaald gebied in de ruimte binnen een molecuul waar elektronen van een specifieke energie zich kunnen bevinden. Het grootste volume van een MO bevindt zich tussen de atoomkernen. Een MO kan maximaal twee elektronen met tegengestelde spin bevatten [21](#page=21). Er zijn twee hoofdtypen MO's: * **Bindende orbitaal:** Hierbij wordt de elektronendichtheid van atoomorbitalen (AO's) overgebracht naar het internucleaire gebied tussen de atomen, wat de binding stabiliseert [21](#page=21). * **Anti-bindende orbitaal:** Hierbij is er een vermindering van de elektronendichtheid in het internucleaire gebied, wat de binding destabiliseert [21](#page=21). #### 2.2.1 Soorten bindende molecuulorbitalen * **Sigma-bindende MO ($\sigma$-binding):** Deze heeft een cilindrische symmetrie rond de bindingsas, waarbij de elektronendichtheid constant is op gelijke afstanden van de as. Ze kunnen ontstaan uit de overlapping van s-s, s-p, of p-p orbitalen [23](#page=23). * **Pi-bindende MO ($\pi$-binding):** Deze heeft geen axiale symmetrie en kenmerkt zich door de grootste elektronendichtheid in twee lobben, boven en onder de bindingsas. Dit type binding ontstaat door zijdelingse overlapping van p-orbitalen [22](#page=22) [23](#page=23). #### 2.2.2 Voorwaarden voor de vorming van stabiele covalente bindingen * De atomen moeten dicht genoeg naderen [24](#page=24). * Gerichte orbitalen (zoals p-orbitalen) moeten in de juiste richting naar elkaar toe wijzen [24](#page=24). * Er zijn minimaal twee atoomorbitalen en twee elektronen nodig [24](#page=24). * Alleen de meest energetische atoomorbitalen komen in aanmerking voor binding (meestal de s- en p-orbitalen van het hoogste energieniveau) [24](#page=24). De vorming van covalente bindingen kan doorgaan totdat elk atoom een edelgasconfiguratie bereikt [24](#page=24). ### 2.3 Lewisstructuren Gilbert N. Lewis beschreef de covalente binding als het delen van valentie-elektronen tussen atomen om zo een edelgasconfiguratie (meestal 8 valentie-elektronen, de octetregel) te bereiken, met uitzondering van waterstof dat streeft naar de He-configuratie [25](#page=25). **Notatie volgens Lewis:** * `X` of `X` (met stippen eromheen): lone pair (niet-bindend elektronenpaar) [25](#page=25). * `X` (met stippen eromheen): ongepaard elektron [25](#page=25). * `X–Y`: enkelvoudige binding (één gedeeld elektronenpaar) [25](#page=25). * `X=Y`: dubbele binding (twee gedeelde elektronenparen) [25](#page=25). * `X≡Y`: drievoudige binding (drie gedeelde elektronenparen) [25](#page=25). **Voorbeeld: HCl** [26](#page=26). * Waterstof (H) heeft 1 valentie-elektron. * Chloor (Cl) heeft 7 valentie-elektronen. * Door één elektron van H en één van Cl te delen, vormen ze een bindend elektronenpaar, wat een covalente binding oplevert en beide atomen de octetregel (of He-configuratie voor H) helpt bereiken. #### 2.3.1 Gewone en datieve covalente bindingen * **Gewone covalente binding:** Ontstaat doordat elk deelnemend atoom één ongepaard elektron levert, die vervolgens met tegengestelde spins worden gedeeld [27](#page=27). * **Voorbeelden:** H$_{2}$ (enkelvoudig), CO$_{2}$ (dubbele bindingen), N$_{2}$ (drievoudige binding) [27](#page=27). * **Datieve covalente binding (of coördinatieve covalente binding):** Ontstaat wanneer één atoom een volledig elektronenpaar doneert aan een ander atoom dat een lege orbitaal heeft [28](#page=28). * **Voorbeeld 1: Vorming van NH$_{4}^{+}$:** Ammoniak (NH$_{3}$), met een vrij elektronenpaar op stikstof, reageert met een proton (H$^{+}$) dat een lege orbitaal heeft. Het stikstofatoom doneert zijn elektronenpaar aan H$^{+}$, waardoor de NH$_{4}^{+}$ ion ontstaat [28](#page=28). * **Voorbeeld 2: HClO naar HClO$_{2}$:** Hierbij kan een zuurstofatoom een elektronenpaar doneren aan chloor, wat resulteert in een datieve binding [29](#page=29) [30](#page=30). * **Regel:** Bij een datieve covalente binding is het elektronenacceptoratoom doorgaans elektronegatiever dan het elektrondonoratoom [30](#page=30). #### 2.3.2 Formele lading De formele lading is de theoretische lading die aan een atoom wordt toegeschreven in een Lewisstructuur, gebaseerd op het aantal valentie-elektronen en het aantal elektronen dat het deelt of bezit in de binding [32](#page=32). De formule is: $$ \text{Formele lading} = \# \text{valentie-e}^- - (\# \text{vrije e}^- + \frac{\# \text{bindende e}^-}{2}) $$ of alternatief: $$ \text{Formele lading} = \# \text{valentie-e}^- - \# \text{e}^- \text{ in de directe omgeving van het atoom}} $$ De som van de formele ladingen in een molecuul of ion is gelijk aan de totale lading van dat deeltje [32](#page=32). **Voorbeeld: NH$_{4}^{+}$** [32](#page=32). * H: 1 valentie-e$^-$ - (0 vrije e$^-$ + 1 bindend e$^-$) = 0 * N: 5 valentie-e$^-$ - (0 vrije e$^-$ + 4 bindende e$^-$) = +1 De totale formele lading is +1, wat de lading van het ammoniumion correct weergeeft. #### 2.3.3 Oxidatiegetal (OG) Het oxidatiegetal is de reële of fictieve lading die aan een atoom in een verbinding wordt toegekend, gebaseerd op de elektronegativiteit (EN) van de gebonden atomen. Het wordt berekend door de elektronen van een covalente binding volledig toe te wijzen aan het meest elektronegative atoom [33](#page=33) [35](#page=35). **Algemene regels voor oxidatiegetallen:** * Atomen in elementaire toestand hebben een OG van 0 [34](#page=34). * Covalente verbindingen met identieke atomen hebben een OG van 0 voor die atomen (bv. H$_{2}$, Cl$_{2}$) [34](#page=34). * In ionische verbindingen is het OG gelijk aan de reële ionlading (bv. Na$^{+}$ heeft OG +I, Cl$^{-}$ heeft OG -I) [33](#page=33). * In covalente verbindingen met verschillende atomen is het OG gelijk aan de som van de partiële ladingen en formele ladingen [35](#page=35). **Voorbeeld: CO$_{2}$** [35](#page=35). * EN(O) = 3,5; EN(C) = 2,5. * Zuurstof trekt elektronen naar zich toe. * OG(C) = +4 (toegewezen partiële ladingen van de twee zuurstofatomen). * OG(O) = -2 (toegewezen partiële lading van de koolstof). **Voorbeeld: HClO** [35](#page=35). * EN(H) = 2,2; EN(O) = 3,5; EN(Cl) = 3,0. * OG(H) = +1 (wordt als minder EN beschouwd dan O en Cl). * OG(O) = -2 (meest EN). * OG(Cl) = +1 (verschil in EN wordt verdeeld, maar hier wordt het OG gebaseerd op de som van partiële en formele ladingen: +3 partiële lading op Cl door O + formele lading op Cl indien van toepassing). In dit specifieke voorbeeld, waar de EN van Cl (3.0) tussen die van H (2.2) en O (3.5) valt, en er geen formele ladingen zijn, wordt de partiële lading van Cl bepaald door de verdeling van elektronen. De berekening in het document ($OG (Cl) = +1 + 0 = +I$) is hier de meest eenvoudige toewijzing na het bepalen van de OG van H en O. **Voorbeeld: SO$_{2}$ met datieve binding** [36](#page=36). * Een S-atoom gebonden aan twee O-atomen, waarbij één binding datief is. * De formele lading op S kan +1 zijn, en op een van de O-atomen -1, afhankelijk van de Lewisstructuur. * Het OG van S kan dan worden berekend als de som van de partiële lading (bepaald door EN) en de formele lading. In het voorbeeld wordt een OG(S) van +IV en OG(O) van -II toegekend, wat aangeeft dat de EN-waarde de primaire factor is bij de toekenning. #### 2.3.4 Resonantie (Mesomerie) Resonantie treedt op wanneer een molecule met twee of meer correcte Lewisstructuren kan worden weergegeven. De werkelijke structuur van het molecule is een gemiddelde van deze structuren, de zogenaamde resonantiehybride of mesomeer. De Lewisstructuren zijn in dit geval grensstructuren of kanonieken [38](#page=38). * **Gedelokaliseerde elektronen:** In resonantie zijn elektronen verspreid over een groter volume in plaats van gelokaliseerd te zijn tussen twee specifieke atomen [38](#page=38) [40](#page=40). * **Resonantie-energie:** De verspreiding van elektronen leidt tot extra stabilisatie en een lagere energietoestand. De resonantie-energie is de energieverlaging die hierdoor wordt verkregen [40](#page=40). * Hoe meer grensstructuren een molecule heeft, hoe groter de resonantie-energie en hoe stabieler het molecule [40](#page=40). **Voorbeelden:** * N$_{2}$O$_{4}$ heeft gedelokaliseerde elektronen over drie atomen [38](#page=38). * SO$_{2}$ heeft twee grensstructuren met gedelokaliseerde elektronen over drie atomen [39](#page=39). * SO$_{3}$ heeft drie grensstructuren met gedelokaliseerde elektronen over drie atomen [39](#page=39). **Resonantieregels:** 1. Het skelet van de molecule blijft ongewijzigd [41](#page=41). 2. De grensstructuren hebben dezelfde energie (gelijk aantal en omvang van formele ladingen) [41](#page=41). 3. Het aantal elektronenparen is gelijk in alle grensstructuren [41](#page=41). 4. De elektronegativiteit (EN) wordt gerespecteerd: positieve ladingen worden toegewezen aan atomen met een kleinere EN, en negatieve ladingen aan atomen met een grotere EN [41](#page=41). #### 2.3.5 Bepalen van de Lewisstructuur De Lewisstructuur kan worden bepaald aan de hand van de volgende stappen [42](#page=42): 1. Bereken het totale aantal valentie-elektronen/elektronenparen [42](#page=42). 2. Verbind de atomen met enkelvoudige covalente bindingen. Plaats het atoom met de grootste bindingsmogelijkheden (of het minst elektronegatieve atoom, behalve H) in het centrum [42](#page=42) [43](#page=43). 3. Verdeel de overige elektronenparen rond de atomen om de octetregel te vervullen (uitzondering: H, Be) [42](#page=42) [44](#page=44). 4. Ken formele ladingen toe indien nodig en controleer of het aantal formele ladingen geminimaliseerd is [42](#page=42) [44](#page=44). 5. Schrijf alle mesomere vormen, gescheiden door een dubbele pijl (⟷), indien van toepassing [42](#page=42). 6. Duid eventuele datieve bindingen aan [42](#page=42). **Voorbeeld: CO$_{2}$** [43](#page=43) [44](#page=44). * Totaal valentie-elektronen: 16 (4 van C, 12 van 2x O). * Skelet: O–C–O. * Verdeling van overige elektronen leidt tot dubbele bindingen tussen C en beide O's om aan de octetregel te voldoen en formele ladingen te minimaliseren. De uiteindelijke structuur is O=C=O, met formele ladingen van 0 op alle atomen. **Voorbeeld: SO$_{2}$** [45](#page=45) [46](#page=46). * Totaal valentie-elektronen: 18 (6 van S, 12 van 2x O). * Skelet: O–S–O. * Verdeling van elektronen en aanpassing voor octetregel leidt tot een structuur met een enkelvoudige en een dubbele binding, en een datieve binding. Er zijn twee mesomere vormen mogelijk. De molecule is hoekig, niet lineair [46](#page=46). **Voorbeeld: CN$^{-}$** [47](#page=47). * Totaal valentie-elektronen: 10 (4 van C, 5 van N, +1 voor de negatieve lading). * Skelet: C–N. * Om aan de octetregel te voldoen, is een drievoudige binding nodig (C≡N). De formele lading op C is -1 en op N is 0. **Voorbeeld: H$_{3}$PO$_{4}$** [48](#page=48) [49](#page=49). * Totaal valentie-elektronen: 32 (3xH, 5xP, 4xO). * De structuur omvat een centraal P-atoom gebonden aan vier O-atomen, waarbij twee O-atomen gebonden zijn aan H (vormen -OH groepen). Dit is een oxozuur. * De Lewisstructuur kan formele ladingen hebben op P (+1) en een O (-1), terwijl de H-atomen 0 formele lading hebben. Sommige literatuur toont structuren waarbij de octetregel op P is overschreden [49](#page=49). #### 2.3.6 Tekortkomingen van de Lewisstructuur De Lewisstructuur heeft beperkingen bij het weergeven van de werkelijke structuur en eigenschappen van moleculen [55](#page=55): * **Mesomerie:** Lewisstructuren geven slechts grensstructuren weer; de werkelijke structuur is een hybride [55](#page=55). * **Niet-octetatomen:** Sommige atomen voldoen niet aan de octetregel (bv. Be in BeF$_{2}$, B in BF$_{3}$, P in PCl$_{5}$, S in SF$_{6}$) [55](#page=55). * **Oneven aantal valentie-elektronen:** Moleculen zoals NO$_{2}$ hebben een oneven aantal valentie-elektronen, waardoor een perfecte octetstructuur niet mogelijk is [55](#page=55). * **Geometrie:** De werkelijke geometrie van een molecule kan niet direct uit de Lewisstructuur worden afgeleid (bv. SO$_{2}$ kan lineair of gebogen lijken) [55](#page=55). * **Reactiviteit:** Meervoudige bindingen lijken sterker maar zijn vaak reactiever dan enkelvoudige bindingen. Deze tekortkomingen kunnen worden opgelost met orbitaaltheorie [55](#page=55). ### 2.4 Polariteit van covalente bindingen en moleculen #### 2.4.1 Zuivere en polaire covalente bindingen * **Zuivere (ideale) covalente binding:** Ontstaat tussen twee identieke atomen, waardoor het verschil in elektronegativiteit (ΔEN) nul is. Het bindende elektronenpaar is symmetrisch verdeeld [31](#page=31). * Voorbeelden: Cl$_{2}$, O$_{2}$, H$_{2}$ [31](#page=31). * **Polaire (gepolariseerde) covalente binding:** Ontstaat tussen twee verschillende atomen met een klein verschil in elektronegativiteit (0 < ΔEN < 1,7). Het atoom met de hogere EN trekt de gedeelde elektronen meer naar zich toe, wat resulteert in een ongelijke verdeling van de elektronen en het ontstaan van deelladingen ($\delta^{+}$ en $\delta^{-}$) [31](#page=31). * Voorbeelden: HCl, H$_{2}$O [31](#page=31). #### 2.4.2 Polariteit van polyatomische moleculen De polariteit van een polyatomisch molecuul hangt af van zowel de polariteit van de individuele bindingen (ΔEN) als de geometrie van het molecuul [58](#page=58). * **Polaire moleculen:** Door asymmetrie ontstaat een netto dipoolmoment binnen het molecuul [58](#page=58). * Voorbeelden: H$_{2}$O, NH$_{3}$, HCl, H$_{2}$S [58](#page=58). * **Apolaire moleculen:** Door symmetrie heffen de dipoolmomenten van de individuele bindingen elkaar op, waardoor er geen netto dipoolmoment is [58](#page=58). * Voorbeelden: CO$_{2}$, CCl$_{4}$ [31](#page=31) [58](#page=58). #### 2.4.3 Polarisering en elektronegativiteit De elektronegativiteit (EN) van een element bepaalt de neiging om covalent gebonden elektronen naar zich toe te trekken [33](#page=33). * **Grote EN:** Leidt tot een sterke aantrekking van elektronen, kortere bindingslengte en hogere bindingsenergie [64](#page=64). * **Kleine EN:** Leidt tot zwakkere bindingen [64](#page=64). Het verschil in EN is een indicator voor het karakter van de binding: * ΔEN < 1,7: voornamelijk covalente binding [57](#page=57). * ΔEN = 1,7: 50% covalente en 50% ionische karakter [57](#page=57). * ΔEN > 1,7: voornamelijk ionische binding [57](#page=57). ### 2.5 Fysische eigenschappen van covalente verbindingen #### 2.5.1 Toestandsvormen en vluchtigheid Bij kamertemperatuur komen covalente verbindingen voor als gassen (bv. H$_{2}$, Cl$_{2}$), vloeistoffen (bv. Br$_{2}$, H$_{2}$O), of vaste stoffen (bv. I$_{2}$, S$_{8}$). Vloeistoffen en vaste stoffen zijn vaak vluchtig door de relatief zwakke intermoleculaire krachten tussen de moleculen [60](#page=60). #### 2.5.2 Roostertypen De meeste covalente verbindingen vormen **molecuulroosters** in de vaste toestand. Hierbij zijn de moleculen zelf de bouwstenen, verbonden door zwakke intermoleculaire krachten. Dit resulteert in lage smelt- en kookpunten en lage hardheid [60](#page=60) [61](#page=61). Een kleiner aantal covalente verbindingen vormt **atoomroosters**, waarbij alle atomen via covalente bindingen met elkaar verbonden zijn in een driedimensionaal netwerk. Deze stoffen hebben daardoor hoge smelt- en kookpunten en hoge hardheid [60](#page=60) [61](#page=61). * Voorbeelden van atoomroosters: diamant (C), siliciumdioxide (SiO$_{2}$) [61](#page=61). #### 2.5.3 Geleidbaarheid Covalente verbindingen zijn over het algemeen slechte elektrische geleiders in vaste, vloeibare en gasvormige toestand. Dit komt doordat er geen vrije ionen (zoals bij ionbinding) of vrije elektronen (zoals bij metaalbinding) aanwezig zijn om ladingtransport mogelijk te maken [59](#page=59). * **Uitzondering:** Grafiet, een allotroop van koolstof, is een goede geleider. Dit komt door de structuur van lagen (grafeen), waarbij elk koolstofatoom aan drie andere is gebonden. Het vierde valentie-elektron is gedelokaliseerd in een $\pi$-bindingssysteem boven en onder de laag, waardoor elektronen vrij kunnen bewegen [59](#page=59). #### 2.5.4 Oplosbaarheid * **Polaire covalente verbindingen:** Lossen goed op in polaire solventen (zoals water) vanwege dipoolinteracties en/of waterstofbruggen. Bij elektrolyten kan dit proces gepaard gaan met ionisatie, wat de oplossing geleidend maakt [62](#page=62). * **Apolaire covalente verbindingen:** Lossen goed op in apolaire solventen (bv. CCl$_{4}$, n-hexaan) [62](#page=62). ### 2.6 Bindingsenergie en bindingslengte * **Bindingsenergie:** De energie die vrijkomt bij de vorming van één mol bindingen (negatieve waarde) of de energie die nodig is om één mol bindingen te verbreken (positieve waarde) [63](#page=63). * **Bindingslengte:** De evenwichtsafstand tussen de kernen van twee gebonden atomen, uitgedrukt in picometers (pm) [63](#page=63). **Invloedsfactoren:** * **Atoomstraal:** Grotere atoomstraal leidt tot een langere bindingslengte, lagere bindingsenergie en een zwakkere binding [64](#page=64). * **Elektronegativiteit (EN):** Grotere EN leidt tot een hogere bindingsenergie, kortere bindingslengte en een sterkere binding [64](#page=64). **Meervoudige bindingen:** Meervoudige bindingen (dubbel en drievoudig) zijn sterker en korter dan enkelvoudige bindingen, maar ze zijn niet simpelweg twee- of driemaal zo sterk [65](#page=65). ### 2.7 Complexvorming Complexe ionen bestaan uit een centraal metaalion gebonden aan liganden, die moleculen of ionen zijn met vrije elektronenparen. De bindingen tussen het centrale ion en de liganden zijn datieve covalente bindingen, waarbij het centrale ion lege orbitalen heeft. Het coördinatiegetal geeft het aantal liganden aan dat aan het centrale ion kan binden [66](#page=66). ### 2.8 Hydraten Hydraten zijn verbindingen die gevormd worden uit een droge stof door de opname van watermoleculen via datieve bindingen met het centrale ion. Het proces van het opnemen van water wordt hydrateren genoemd en komt vrij met energie. Vervloeien is het oplossen van de stof door het opnemen van grote hoeveelheden water uit de lucht, terwijl hygroscopische stoffen watervrije stoffen zijn die water uit de lucht opnemen als kristalwater [67](#page=67). --- # Metaalbinding Metaalbinding beschrijft de aantrekkingskracht die metaalatomen bijeenhoudt, gekenmerkt door een "elektronenzee" van gedelokaliseerde valentie-elektronen die de positieve metaalionen samenhouden [69](#page=69). ### 3.1 De aard van metaalbinding Metaalbinding kan worden gezien als een extreem geval van zowel ionbinding als covalente binding [69](#page=69). #### 3.1.1 Vergelijking met ionbinding en covalente binding * **Ionbinding:** Bij ionbinding is er een zeer beperkte elektronendelokalisatie, zoals geïllustreerd door NaCl [69](#page=69). * **Covalente binding:** Covalente bindingen ontstaan door de overlap van twee orbitalen. Metaalbinding is vergelijkbaar met een extreem geval van mesomerie, waarbij alle valentie-elektronen gedelokaliseerd zijn over alle kernen. Bij metalen vormen alle valentie-orbitalen één groot molecuulorbitaal [69](#page=69) [70](#page=70). #### 3.1.2 De "elektronenzee" Het model van metaalbinding beschrijft positieve metaalionen die zich in een rooster bevinden en samengehouden worden door een gemeenschappelijke "zee" van valentie-elektronen. Deze elektronen zijn niet gebonden aan specifieke atomen, maar zijn gedelokaliseerd over het gehele metaalrooster. Dit fenomeen wordt ook wel aangeduid als een "elektronengas" of "elektronenlijm" [69](#page=69) [70](#page=70). #### 3.1.3 Sterkte van de metaalbinding De sterkte van de metaalbinding neemt toe met: * Een toenemend aantal valentie-elektronen (dit is de dominante factor) [70](#page=70). * Een dalende atoomstraal, bij een gelijk aantal valentie-elektronen [70](#page=70). ### 3.2 Structuur van metalen Metalen vormen atoomkristallen met een hoge mate van symmetrie. De metaalionen zijn zo dicht mogelijk gestapeld in een rooster. De meest voorkomende stapelingswijzen zijn [71](#page=71): * **Dichtste bolstapeling (CG = 12):** Dit geldt bijvoorbeeld voor koper (Cu) en magnesium (Mg) [71](#page=71). * **Gecentreerde kubus (CG = 8):** Dit is te zien bij bijvoorbeeld ijzer (Fe) [71](#page=71). > **Tip:** CG staat voor coördinatiegetal, wat aangeeft hoeveel atomen een specifiek atoom in het rooster direct omringen. ### 3.3 Eigenschappen van metalen De unieke eigenschappen van metalen zijn direct te herleiden tot de aard van de metaalbinding en de structuur van het metaalrooster [72](#page=72). * **Aggregatietoestand:** Metalen zijn bij kamertemperatuur vast, met kwik (Hg) als belangrijke uitzondering [72](#page=72). * **Mechanische eigenschappen:** Metalen zijn over het algemeen hard, maar ook buigzaam en vervormbaar. Dit komt doordat de lagen van metaalionen in het rooster gemakkelijk over elkaar kunnen schuiven zonder de bindingen te verbreken, dankzij de "elektronenzee" die alles bij elkaar houdt [72](#page=72). * **Metaalglans:** De karakteristieke glans van metalen wordt veroorzaakt doordat de beweeglijke valentie-elektronen invallend licht weerkaatsen [72](#page=72). * **Geleidbaarheid:** Metalen zijn uitstekende geleiders van zowel elektrische stroom als warmte. Dit is te danken aan de vrije, beweeglijke valentie-elektronen die lading en energie gemakkelijk kunnen transporteren [72](#page=72). * **Smelt- en kookpunten:** Metalen hebben over het algemeen hoge smelt- en kookpunten. De specifieke temperatuur is afhankelijk van de sterkte van de metaalbinding. Factoren zoals het aantal valentie-elektronen en de atoomstraal beïnvloeden deze sterkte [70](#page=70) [72](#page=72). > **Voorbeeld:** De smeltpunten van alkali-metalen nemen af met toenemende atoomstraal (Li: 180 °C, Na: 98 °C, K: 64 °C). Calcium (Ca) heeft een veel hoger smeltpunt (838 °C) omdat het meer valentie-elektronen heeft dan de alkali-metalen [72](#page=72). ### 3.4 Legeringen Een legering is een vast, homogeen mengsel van een metaal met een kleine hoeveelheid van een ander metaal of een niet-metaal. Legeringen worden vaak gemaakt om de eigenschappen van het basismetaal te verbeteren, zoals het lichter, sterker, harder of corrosiebestendiger maken [73](#page=73). Voorbeelden van legeringen zijn: * Messing (koper + zink) [73](#page=73). * Brons (koper + tin) [73](#page=73). * Elektrum (goud + zilver) [73](#page=73). * Witgoud (goud + palladium of nikkel) [73](#page=73). * Gietijzer (ijzer + koolstof + andere elementen) [73](#page=73). * Roestvrij staal / inox (ijzer + chroom + nikkel + koolstof) [73](#page=73). --- # Intermoleculaire krachten Intermoleculaire krachten zijn de zwakkere aantrekkings- of afstotingskrachten die tussen discrete moleculen optreden, in tegenstelling tot intramoleculaire krachten die de atomen binnen een molecuul binden. Deze krachten zijn essentieel voor het bepalen van de fysische eigenschappen van stoffen, zoals smelt- en kookpunten [76](#page=76) [85](#page=85). ### 3.4.1 Soorten intermoleculaire krachten Er zijn verschillende soorten intermoleculaire krachten, die in sterkte variëren [76](#page=76): * **Vanderwaalskrachten** [76](#page=76). * Dit is een overkoepelende term voor verschillende soorten zwakke interacties tussen moleculen [76](#page=76). * **Dipoolkrachten (Keesomkrachten)** [76](#page=76) [77](#page=77). * Deze krachten treden op tussen polaire moleculen, die een permanent dipoolmoment hebben [77](#page=77). * Een polair molecuul heeft een ongelijke verdeling van elektronen, waardoor er een positieve (δ+) en een negatieve (δ−) pool ontstaat [77](#page=77). * De positieve pool van het ene molecuul wordt aangetrokken tot de negatieve pool van een ander molecuul [77](#page=77). * Voorbeelden van polaire moleculen zijn waterstofchloride (HCl), waterstofsulfide (H₂S) en chloroform (CHCl₃) [76](#page=76) [77](#page=77). * Hoe polarer het molecuul, hoe sterker de dipoolkracht [77](#page=77). * **Waterstofbruggen** [76](#page=76) [78](#page=78). * Dit zijn een speciaal type zeer sterke dipoolkrachten [78](#page=78). * Ze treden op wanneer een waterstofatoom (covalent gebonden aan een sterk elektronegatief atoom zoals fluor (F), zuurstof (O) of stikstof (N)) wordt aangetrokken tot een ander klein, sterk elektronegatief atoom in een naburig molecuul [78](#page=78). * Voorbeelden zijn de interacties tussen moleculen van HF, H₂O of NH₃ [78](#page=78). * Waterstofbruggen spelen een cruciale rol in de structuur van biomoleculen zoals DNA (tussen nucleobasenparen) en eiwitten (in α-helices en β-plaatstructuren) [79](#page=79). * Ze zijn de drijvende kracht achter het hydrofiele of hydrofobe karakter van verbindingen; hydrofiele moleculen trekken water aan via H-bruggen [80](#page=80). * **Dipool – geïnduceerd dipool (Debyekrachten)** [76](#page=76) [81](#page=81). * Deze krachten ontstaan tussen een polair molecuul (met een permanente dipool) en een apolair molecuul [81](#page=81). * De permanente dipool van het polaire molecuul kan een tijdelijke dipool induceren in het apolaire molecuul door de elektronenwolk van het apolaire molecuul te vervormen [81](#page=81). * Een voorbeeld is de interactie tussen waterstofbromide (HBr, polair) en broom (Br₂, apolair) [81](#page=81). * **Dispersiekrachten (Londonkrachten)** [76](#page=76) [82](#page=82). * Deze krachten treden op tussen apolaire moleculen, zoals Cl₂, CCl₄ of CO₂ [82](#page=82). * Ze zijn het gevolg van tijdelijke, kortstondige dipolen die ontstaan door de willekeurige beweging van elektronen binnen een molecuul [82](#page=82). * Wanneer elektronen zich tijdelijk aan één kant van een atoom of molecuul bevinden, ontstaat er een tijdelijke dipool. Deze tijdelijke dipool kan op zijn beurt weer een dipool induceren in een naburig apolair molecuul [82](#page=82) [83](#page=83). * Dispersiekrachten zijn over het algemeen zeer zwak [82](#page=82). * De sterkte van dispersiekrachten neemt toe met het aantal elektronen in het molecuul (en dus met de molecuulmassa). Bijvoorbeeld, CCl₄ (74 elektronen) heeft sterkere dispersiekrachten dan Cl₂ (34 elektronen) of CO₂ (22 elektronen) [82](#page=82). * Zelfs in edelgassen zoals Helium (He) kunnen tijdelijke dipolen ontstaan door elektronbeweging, wat leidt tot zeer zwakke dispersiekrachten tussen de atomen [83](#page=83). * **Ion-dipoolkrachten** [76](#page=76) [84](#page=84). * Deze krachten treden op tussen geladen ionen en polaire moleculen [84](#page=84). * Ze zijn belangrijk bij het oplossen van ionische stoffen in polaire oplosmiddelen, zoals de hydratatie van ionen in water [84](#page=84). * Positief geladen kationen worden aangetrokken tot de negatieve pool van polaire moleculen, terwijl negatief geladen anionen worden aangetrokken tot de positieve pool van polaire moleculen [84](#page=84). ### 3.4.2 Invloed op fysische eigenschappen De sterkte van de intermoleculaire krachten is direct gerelateerd aan de fysische eigenschappen van covalente verbindingen, met name smelt- en kookpunten. Er is energie nodig om deze intermoleculaire krachten te verbreken, en hoe sterker de krachten, hoe meer energie daarvoor nodig is [85](#page=85). De algemene rangorde van sterkte van intermoleculaire krachten is: ion-dipool > waterstofbrug > dipoolkracht > Debyekracht > dispersiekracht [85](#page=85). **Factoren die smelt- en kookpunten beïnvloeden:** 1. **Sterkte van intermoleculaire krachten**: Zoals hierboven beschreven, sterker intermoleculaire krachten leiden tot hogere smelt- en kookpunten [85](#page=85). * Voorbeeld: Water (H₂O) heeft een hoger smeltpunt dan waterstofsulfide (H₂S) omdat H₂O waterstofbruggen vormt, terwijl H₂S voornamelijk dipoolkrachten heeft [85](#page=85). 2. **Molecuulmassa**: Over het algemeen geldt dat hoe groter de molecuulmassa, hoe hoger het smelt- en kookpunt. Dit komt omdat grotere moleculen vaker meer elektronen hebben, wat leidt tot sterkere dispersiekrachten [85](#page=85). * Voorbeeld: Propaan (C₃H₈) heeft een hoger kookpunt dan ethaan (C₂H₆), ondanks dat beide alleen dispersiekrachten ervaren. Propaan is groter en heeft meer interacties mogelijk [85](#page=85). > **Tip:** Bij het vergelijken van de smelt- en kookpunten van moleculen is het belangrijk om eerst de mogelijke soorten intermoleculaire krachten te identificeren en vervolgens rekening te houden met de molecuulmassa. ### 3.4.3 Toepassingen en voorbeelden * **Hydrofilie en hydrofobie**: Waterstofbruggen bepalen of een stof wateraantrekkend (hydrofiel) of waterafstotend (hydrofoob) is [80](#page=80). * **Amfifiele verbindingen**: Stoffen met zowel een hydrofobe als een hydrofiele zijde, zoals vetzuren, zepen en detergenten, kunnen hydrofobe moleculen in water binden in de vorm van micellen door de interactie tussen de hydrofobe staart van het vetzuur en het hydrofobe molecuul, en de interactie van de hydrofiele kop met water [80](#page=80). * **Structuur van eiwitten**: Eiwitten vormen stabiele driedimensionale structuren door verschillende intermoleculaire interacties tussen de R-groepen van aminozuren, waaronder waterstofbruggen, hydrofobe interacties en ion-dipoolinteracties. Ook disulfidebruggen (covalente bindingen) dragen bij aan de stabiliteit [86](#page=86). --- ## Veelgemaakte fouten om te vermijden - Bestudeer alle onderwerpen grondig voor examens - Let op formules en belangrijke definities - Oefen met de voorbeelden in elke sectie - Memoriseer niet zonder de onderliggende concepten te begrijpen

| Term | Definition | |------|------------| | Chemische binding | Een binding die atomen met elkaar verbindt om stabielere structuren, zoals moleculen of ionenroosters, te vormen door middel van herverdeling van valentie-elektronen. | | Edelgassen | Elementen uit groep VIIIa van het periodiek systeem die door hun stabiele elektronenconfiguratie (meestal 8 valentie-elektronen) nauwelijks reacties aangaan. | | Octetstructuur | De neiging van atomen om, door het aangaan van chemische bindingen, een configuratie met 8 valentie-elektronen in hun buitenste schil te bereiken, wat hen stabieler maakt. | | Ionbinding | Een binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen positief geladen ionen (kationen) en negatief geladen ionen (anionen), meestal gevormd tussen een metaal en een niet-metaal. | | Covalente binding | Een binding die gevormd wordt door het delen van één of meer elektronenparen tussen twee atomen, meestal tussen niet-metalen, om een stabiele elektronenconfiguratie te bereiken. | | Metaalbinding | Een binding die kenmerkend is voor metalen, waarbij positieve metaalionen worden omringd door een 'elektronenzee' van gedelokaliseerde valentie-elektronen, wat zorgt voor hun specifieke eigenschappen. | | Ionisatie-energie (IE) | De minimale energie die nodig is om een elektron te verwijderen uit een geïsoleerd gasvormig atoom of molecuul in zijn grondtoestand, resulterend in een positief ion. | | Elektronenaffiniteit (EA) | De energieverandering die optreedt wanneer een elektron wordt toegevoegd aan een neutraal gasvormig atoom of molecuul om een negatief ion te vormen; een negatieve waarde geeft energie die vrijkomt aan. | | Roosterenergie (Er) | De energie die vrijkomt bij de vorming van één mol kristallijne vaste stof uit de samenstellende positieve en negatieve ionen in de gasfase; een maat voor de sterkte van de ionbinding in het rooster. | | Coördinatiegetal | Het aantal naaste atomen, ionen of moleculen dat een centraal atoom, ion of molecuul in een kristallijne structuur of complex omringt. | | Molecuulorbitaal (MO) | Een bepaald gebied in de ruimte van een molecuul waarin elektronen met een welbepaalde energie kunnen voorkomen, gevormd door de combinatie van atoomorbitalen. | | Bindende orbitaal | Een molecuulorbitaal waarbij de elektronendichtheid zich concentreert tussen de atoomkernen, wat leidt tot een verlaging van de energie en stabilisatie van de binding. | | Anti-bindende orbitaal | Een molecuulorbitaal waarbij de elektronendichtheid zich buiten het gebied tussen de atoomkernen bevindt, wat leidt tot een verhoging van de energie en destabilisatie van de binding. | | Sigma-bindende MO ($\sigma$-binding) | Een bindende molecuulorbitaal met cilindrische symmetrie rond de as die de twee kernen verbindt, gevormd door de axiale overlapping van atoomorbitalen. | | Pi-bindende MO ($\pi$-binding) | Een bindende molecuulorbitaal waarbij de elektronendichtheid zich boven en onder de as tussen de twee kernen bevindt, gevormd door de zijdelingse overlapping van atoomorbitalen. | | Lewisstructuur | Een diagram dat de valentie-elektronen en bindingen in een molecuul of ion weergeeft, waarbij paren van valentie-elektronen worden voorgesteld als stippen of streepjes. | | Formele lading | De berekende lading van een atoom in een Lewisstructuur, gebaseerd op het aantal valentie-elektronen en het aantal elektronen in de directe omgeving van het atoom; de som van de formele ladingen is gelijk aan de totale lading van het deeltje. | | Oxidatiegetal (OG) | De reële of fictieve lading die aan een atoom in een verbinding wordt toegekend, gebaseerd op de elektronegativiteitswaarden van de gebonden atomen en de aanname van ionische bindingen. | | Resonantie (Mesomerie) | Een concept dat wordt gebruikt om de werkelijke elektronische structuur van moleculen te beschrijven die niet adequaat kunnen worden weergegeven door één enkele Lewisstructuur; de werkelijke structuur is een hybride van meerdere grensstructuren. | | Vanderwaalskrachten | Zwakke intermoleculaire krachten die optreden tussen moleculen, inclusief dispersiekrachten, dipool-geïnduceerd dipoolkrachten en dipoolkrachten. | | Waterstofbruggen | Sterke intermoleculaire krachten die optreden tussen een waterstofatoom dat covalent gebonden is aan een sterk elektronegatief atoom (zoals O, N, of F) en een ander sterk elektronegatief atoom in een naburig molecuul. | | Dipool-geïnduceerd dipoolkracht (Debyekracht) | Een intermoleculaire kracht die ontstaat tussen een polair molecuul (met een permanent dipoolmoment) en een apolair molecuul, waarbij het polaire molecuul een tijdelijke dipool in het apolaire molecuul induceert. | | Dispersiekracht (Londonskracht) | Een zwakke intermoleculaire kracht die ontstaat door tijdelijke fluctuaties in de elektronendichtheid van moleculen, wat leidt tot kortstondige dipolen die elkaar wederzijds induceren. | | Ion-dipoolkracht | Een intermoleculaire kracht die optreedt tussen een ion en een polair molecuul, zoals bij de hydratatie van ionen in water. |