T3 - chemische binding en eigenschappen.pdf

# De chemische binding: een introductie tot ion-, atoombinding en metaalbinding Chemische bindingen ontstaan doordat atomen streven naar een stabielere energietoestand, vaak door het bereiken van een edelgasconfiguratie. Dit kan op drie manieren gerealiseerd worden: ionbinding, atoombinding en metaalbinding [1](#page=1) [2](#page=2). ### 1.1 Waarom en hoe groeperen atomen zich? In de grondtoestand hebben atomen een minimale energie en een specifieke elektronenconfiguratie. Alleen edelgassen komen in normale omstandigheden in een vrije, niet-gebonden toestand voor omdat ze de octetstructuur reeds hebben bereikt. Andere atomen binden zich omdat hun energie-inhoud kan dalen, wat resulteert in een stabielere toestand door de vorming van nieuwe krachten en een elektronische hergroepering rond de kernen. Het streven naar de ideale edelgasconfiguratie (acht elektronen op de buitenste schil) is de gangbare verklaring voor het aangaan van chemische bindingen [1](#page=1). > **Tip:** Hoewel de octetstructuur een nuttig model is, is het belangrijk te onthouden dat stabiliteit het fundamentele principe is, wat kan leiden tot afwijkingen van de octetregel in complexere moleculen. ### 1.2 De drie typen chemische bindingen De vorming van een stabielere atoomcombinatie kan op drie manieren plaatsvinden [2](#page=2): #### 1.2.1 De ionbinding De ionbinding is een chemische binding tussen een metaalelement (lage elektronegativiteit, ENW) en één of meerdere niet-metaalelementen (hoge ENW) . Het criterium hiervoor is een verschil in ENW (∆ENW) tussen de bindingspartners van minimaal 1,7. Bij deze binding vindt een elektronenoverdracht plaats: het metaalelement is de elektronendonor en het niet-metaalelement is de elektronenacceptor. Stoffen met een ionaire binding zijn samengestelde stoffen en vormen zouten, zoals natriumchloride (NaCl) ] [2](#page=2). #### 1.2.2 De atoombinding of covalente binding De atoombinding, ook wel covalente binding genoemd, vindt plaats tussen niet-metaalelementen. Het criterium hiervoor is een ∆ENW tussen de bindingspartners van minder dan 1,7. Bij een covalente binding stellen de bindingspartners elektronen gemeenschappelijk. Stoffen van het covalente type leiden tot de vorming van moleculen, die zowel samengesteld (zoals H₂O) als enkelvoudig (zoals O₂) kunnen zijn [2](#page=2). #### 1.2.3 De metaalbinding De metaalbinding treedt op tussen metaalelementen. Metaalelementen bevinden zich in een metaalrooster waarbij de valentie-elektronen 'los' gebonden worden, waardoor ze niet meer aan individuele atomen toegekend kunnen worden en zich vrij door het rooster bewegen. Metalen als stof zijn altijd enkelvoudige stoffen, zoals ijzer (Fe) . Legeringen zijn mengsels van metalen en geen zuivere stoffen [2](#page=2). > **Tip:** Het begrip 'edelgasconfiguratie' is een vereenvoudiging; de drijvende kracht achter binding is het bereiken van minimale energie en maximale stabiliteit. ### 1.3 Eigenschappen verklaard door metaalbinding Metalen als enkelvoudige stoffen vertonen typische fysische eigenschappen zoals vastheid bij kamertemperatuur (uitzondering kwik), een kristallijne structuur, doorgaans hoge smelt- en kookpunten, en ze zijn goede elektrische en warmtegeleiders en vrij vervormbaar. Deze eigenschappen zijn te verklaren door de metaalbinding [29](#page=29). Elk metaalelement staat zijn valentie-elektronen af, bereikt hiermee zijn edelgasconfiguratie, en de valentie-elektronen worden gedelokaliseerd. Deze vrije valentie-elektronen zijn gemeenschappelijk bezit van alle metaalatomen in het rooster en bewegen ongeordend. Hun vrije beweeglijkheid verklaart waarom metalen goede elektrische geleiders zijn [29](#page=29). De positieve metaalionen blijven ordelijk geschikt in het rooster door de alomtegenwoordige negatieve 'ladingswolk' van de vrije valentie-elektronen, die de ionen als het ware 'samenlijmt' . De positieve metaalionen zijn als het ware verankerd in een zee van elektronen. De metaalbinding is dus ook een elektrische krachtwerking, die over het algemeen sterk is en leidt tot hoge smelt- en kookpunten [29](#page=29). > **Voorbeeld:** De glans van metalen wordt veroorzaakt door de interactie van licht met de vrij bewegende valentie-elektronen. Wanneer fotonen de elektronen raken, worden ze geabsorbeerd en vervolgens weer uitgezonden, wat resulteert in reflectie van het licht. --- # De ionbinding en haar eigenschappen De ionbinding beschrijft de chemische binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen positief en negatief geladen ionen, gevormd door een elektronenoverdracht tussen atomen met een significant verschil in elektronegativiteit [2](#page=2) [3](#page=3). ### 2.1 Vorming van ionenbindingen Een ionbinding ontstaat tussen een metaalelement met een lage elektronegativiteit (ENW) en een niet-metaalelement met een hoge ENW. Het criterium voor een ionbinding is een verschil in ENW van minimaal 1,7. Bij dit proces vindt er een elektronenoverdracht plaats: het metaalelement treedt op als elektronendonor en het niet-metaalelement als elektronenacceptor. Stoffen gevormd door ionbindingen worden ook wel zouten genoemd. De binding wordt beschouwd als een "alles of niets-reactie", waarbij het metaal zijn elektronen kwijt is en het niet-metaal ze opneemt [2](#page=2) [3](#page=3). De vorming van een ionkristal kan worden opgesplitst in drie stappen: 1. De vorming van positieve ionen (kationen) [4](#page=4). 2. De vorming van negatieve ionen (anionen) [4](#page=4). 3. De kristallisatie [4](#page=4). #### 2.1.1 Vorming van positieve ionen (kationen) Om een neutraal atoom om te zetten in een positief ion, is energie nodig. De energie die nodig is om één elektron volledig los te maken uit een gasvormig, neutraal atoom wordt de eerste ionisatie-energie ($E_{i1}$) genoemd. Voor het verkrijgen van een tweemaal positief ion is een tweede ionisatie-energie ($E_{i2}$) vereist, en zo verder [5](#page=5). De waarde van de ionisatie-energie is afhankelijk van de aantrekkingskracht van de kern op het elektron. Een grotere kernlading (hoger atoomnummer) leidt tot een hogere ionisatie-energie, wat een toename betekent in de periode van links naar rechts in het periodiek systeem. Atomen met minder schillen, en dus waarbij de elektronen dichter bij de positieve kern zijn, hebben ook een hogere ionisatie-energie. Dit geldt ook voor atomen met minder mantelelektronen, omdat er minder negatieve deeltjes zijn die het elektron kunnen wegduwen van de kern [5](#page=5). #### 2.1.2 Vorming van negatieve ionen (anionen) Om een negatief ion te vormen, neemt een atoom een elektron op. De energie die vrijkomt wanneer één elektron wordt toegevoegd aan een gasvormig, neutraal atoom, heet de eerste elektronenaffiniteit ($E_{A1}$). Voor de vorming van een ion met een grotere negatieve lading is energie nodig, de tweede elektronenaffiniteit ($E_{A2}$). Een hogere elektronenaffiniteit betekent dat een atoom gemakkelijker een elektron opneemt [6](#page=6). Net zoals een elektron makkelijker vrijkomt bij een kleinere kern aantrekkingskracht (lage $E_i$), wordt een elektron vlotter opgenomen bij een sterkere kern aantrekkingskracht (hoge $E_A$). Hieruit volgt dat atomen met een grotere kernlading een hogere $E_A$ hebben (toenemend van links naar rechts in een periode). Atomen met weinig schillen hebben eveneens een hogere $E_A$, omdat het toegevoegde elektron dichter bij de positieve kern kan komen. Atomen met weinig mantelelektronen hebben ook een hogere $E_A$, aangezien er minder negatieve deeltjes zijn die het binnenkomende elektron kunnen afstoten [6](#page=6). #### 2.1.3 Kristallisatie of kristalvorming Hoewel de vorming van $Na^+(g)$ uit $Na(g)$ energie kost (5,1 eV per atoom) en de vorming van $Cl^-(g)$ uit $Cl(g)$ energie vrijmaakt (3,7 eV per atoom) is het netto proces van ionenvorming niet altijd spontaan. Echter, bij de vorming van een ionenpaar zoals $Na^+Cl^-(g)$ komt energie vrij (4,5 eV) door de elektrostatische aantrekking tussen tegengesteld geladen ionen. In werkelijkheid vormen zich vaste stoffen door de samenklontering van vele ionenparen, waarbij gemiddeld 8,0 eV per ionenpaar aan energie vrijkomt bij de vorming van een zoutkristal. De energiebalans voor de vorming van ionverbindingen is dus uiteindelijk gunstig [7](#page=7). De energie die vrijkomt bij de vorming van 1 mol kristallijne ionverbinding uit de samenstellende positieve en negatieve ionen in de gasfase wordt de roosterenergie ($E_r$) genoemd. Hoe groter de ionladingen en hoe kleiner de ionstralen, hoe groter de aantrekkingskrachten en dus hoe groter de roosterenergie. De roosterenergie is daarom het grootst bij kleine ionen met een grote lading [7](#page=7). > **Tip:** Roosterenergie is een maat voor de stabiliteit van een ionrooster. Hogere roosterenergie betekent een stabieler rooster. ### 2.2 Eigenschappen van ionbindingen #### 2.2.1 Het ionrooster Ionverbindingen kristalliseren vaak in specifieke geometrische vormen, wat resulteert in een kristallijne structuur. De microscopische structuur bepaalt de macroscopische vorm van het kristal [8](#page=8). #### 2.2.2 Stabiliteit of "sterkte" van het ionrooster Ionroosters zijn over het algemeen sterker (moeilijker te ontbinden) dan molecuulroosters van covalente verbindingen, maar zwakker dan metaalroosters. Een ionverbinding is stabieler als bij de vorming ervan meer energie vrijkomt. Bijvoorbeeld, $NaCl$ is stabieler dan $NaBr$ omdat chloor een grotere elektronenaffiniteit heeft dan broom, wat resulteert in een hogere roosterenergie voor $NaCl$ [8](#page=8). #### 2.2.3 Smelt- en kookpunt Vanwege de sterke elektrostatische (Coulomb)krachten die de ionen in het kristal bijeenhouden, hebben ionverbindingen relatief hoge smelt- en kookpunten. Om een zout te smelten, moet een aanzienlijk deel van de roosterenergie overwonnen worden [9](#page=9). #### 2.2.4 Aggregatietoestand of fase bij kamertemperatuur Ionverbindingen vertonen een geringe vluchtigheid en zijn bij kamertemperatuur vaste stoffen [9](#page=9). #### 2.2.5 Geleidbaarheid In vaste toestand zijn ionverbindingen slechte geleiders van elektriciteit omdat de ionen vastzitten in het rooster. Wanneer ionverbindingen echter worden opgelost in een polair oplosmiddel zoals water, of wanneer ze gesmolten zijn, wordt het ionrooster verbroken (dissociatie). De vrijgekomen ionen maken de geleiding van elektrische stroom mogelijk. In deze toestanden zijn ionverbindingen sterke elektrolyten en geleiden ze de stroom zeer goed [10](#page=10). > **Voorbeeld:** Gedestilleerd water geleidt geen stroom. Vaste ionverbindingen geleiden ook geen stroom. Opgeloste ionverbindingen in water geleiden de elektrische stroom wel [10](#page=10). #### 2.2.6 Oplosbaarheid Ionverbindingen zijn over het algemeen goed oplosbaar in polaire oplosmiddelen, met name water. Dit komt door de sterke wisselwerking tussen de ionladingen en de dipolen van het oplosmiddel [11](#page=11). --- # De atoombinding (covalente binding) en haar eigenschappen Dit onderwerp behandelt de vorming, types en eigenschappen van covalente bindingen, inclusief Lewisformules, roosterstructuren en het gedrag van covalente verbindingen. ### 3.1 De covalente binding De covalente binding, ook wel atoombinding genoemd, ontstaat wanneer atomen elektronen gemeenschappelijk stellen in plaats van ze volledig over te dragen, wat typisch is voor niet-metalen. Dit gebeurt omdat het vormen van ionen voor bepaalde elementen, zoals koolstof, energetisch niet gunstig is. Stoffen met covalente bindingen vertonen andere eigenschappen dan ionaire verbindingen; ze zijn vaak gasvormig of vloeibaar bij kamertemperatuur en geleiden geen stroom in die toestanden [12](#page=12). #### 3.1.1 De apolair covalente binding Een apolaire covalente binding wordt gevormd tussen twee identieke niet-metalen, waarbij beide atomen een even grote aantrekkingskracht uitoefenen op de gedeelde elektronen. Er ontstaat een gemeenschappelijk elektronenpaar dat gelijkmatig tussen de atomen verdeeld is. Een voorbeeld hiervan is de binding in zuurstofgas (O$_{2}$). Bindingen met een verschil in elektronegativiteit (ΔEN) kleiner dan 0,4 worden doorgaans als apolair beschouwd [12](#page=12) [13](#page=13). #### 3.1.2 De polair covalente binding Een polaire covalente binding ontstaat tussen twee verschillende niet-metalen, waarbij het atoom met de hogere elektronegativiteit (ENW) de gedeelde elektronen sterker naar zich toe trekt. Dit leidt tot de vorming van partiële ladingen, waarbij het ene atoom een partiële negatieve lading (δ-) krijgt en het andere atoom een partiële positieve lading (δ+). Bindingen met een ΔEN tussen 0,4 en 1,7 zijn meestal polair. Een voorbeeld is de O-H-binding in water, met een ΔEN van 1,4 [13](#page=13). > **Tip:** Partiële ladingen worden doorgaans niet expliciet in Lewisformules aangeduid, maar zijn essentieel voor het begrijpen van de moleculaire eigenschappen [13](#page=13). #### 3.1.3 De datief covalente of donor-acceptorbinding Bij een datief covalente binding levert slechts één atoom beide elektronen voor het gemeenschappelijke elektronenpaar (de donor). Het andere atoom (de acceptor) ontvangt deze elektronen en heeft hiervoor vaak twee elektronen tekort en een hoge ENW. Stikstof (N), fosfor (P) en zwavel (S) zijn voorbeelden van donoren, terwijl zuurstof (O) vaak als acceptor fungeert. Deze binding kan leiden tot formele ladingen op de betrokken atomen. Formele ladingen geven aan of een atoom meer of minder valentie-elektronen heeft in de binding dan in ongebonden toestand en zijn een nuttig hulpmiddel om de dominante resonantiestructuur te bepalen [14](#page=14). ### 3.2 Lewisformules van moleculen Lewisformules zijn een manier om de verdeling van valentie-elektronen in covalente moleculen weer te geven. Ze bieden echter geen verklaring voor verschijnselen als mesomerie, octetstructuur-overschrijding, moleculaire geometrie of de aard van de binding zelf. Voor een dieper begrip van moleculaire structuren is het hybridiseren van orbitalen nodig, wat buiten het bestek van deze cursus valt [15](#page=15). De elektronstipformule van een atoom toont het symbool omgeven door stippen en streepjes die ongepaarde en gepaarde valentie-elektronen voorstellen [16](#page=16). #### 3.2.1 Stappen voor het opstellen van Lewisformules 1. **Schrijf de elektronstipformules van de samenstellende atomen.** Men gaat ervan uit dat de valentie-elektronen zo veel mogelijk ongepaard zijn [16](#page=16). 2. **Vorm klassieke covalente bindingen** (waarbij elk atoom één elektron bijdraagt) tussen de atomen. Streepjes worden gebruikt om gepaarde elektronen weer te geven [16](#page=16). 3. **Vorm eventueel dubbele of driedubbele bindingen** indien de octetstructuur nog niet is bereikt [16](#page=16). 4. **Vorm datief covalente bindingen** indien één atoom nog elektronen tekort komt en een ander atoom vrije elektronenparen heeft [16](#page=16). 5. **Duid formele ladingen aan.** Een formele lading wordt berekend door het aantal valentie-elektronen van het vrije atoom te vergelijken met het aantal elektronen dat het deelt in de molecule. Als het atoom minder valentie-elektronen heeft, draagt het een positieve formele lading (+1); als het er meer heeft, draagt het een negatieve formele lading (-1) [17](#page=17). > **Voorbeeld 1. Water (H$_{2}$O)** > De Lewisformule voor water toont zuurstof gebonden aan twee waterstofatomen, met twee vrije elektronenparen op zuurstof [16](#page=16). > **Voorbeeld 2. Zwaveloxide (SO$_{2}$)** > Stap 1: Elektronstipformule van S en O. > Stap 2: Bind één zuurstof aan zwavel met een dubbele polaire covalente binding. > Stap 3: Bind de tweede zuurstof met een datief covalente binding waarbij zwavel de elektronen levert aan zuurstof. > Stap 4: Bereken en duid de formele ladingen aan: Zuurstof A Zuurstof B (-1), Zwavel (+1) [16](#page=16) [17](#page=17). > **Voorbeeld 3. Salpeterzuur (HNO$_{3}$)** > Stap 1: Elektronstipformule van het centrale element (N). > Stap 2: Bind één -OH groep met een klassieke polaire covalente binding. > Stap 3: Bind het resterende zuurstofatoom met een dubbele polaire covalente binding. > Stap 4: Bind eventuele resterende zuurstofatomen met datief covalente bindingen. > Stap 5: Duid de formele ladingen aan [18](#page=18). > **Voorbeeld 4. Natriumsulfaat (Na$_{2}$SO$_{4}$)** > Stap 0: Formuleer de Lewisstructuur van het overeenkomstige ternaire zuur (H$_{2}$SO$_{4}$) door metalen te vervangen door waterstof. > Stap 1: Elektronstipformule van het centrale element (S). > Stap 2: Bind zoveel mogelijk -OH groepen met klassieke polaire covalente bindingen (hier 2). > Stap 3: Bind resterende zuurstofatomen met dubbele polaire covalente bindingen. > Stap 4: Bind eventuele overgebleven zuurstofatomen met datief covalente bindingen. > Stap 5: Duid de formele ladingen aan. > Stap 6: Vervang de waterstofatomen door de metalen (Na). De binding tussen metaal en zuurstof is ionair en wordt niet weergegeven met een streepje [19](#page=19) [20](#page=20). > **Opmerking:** De hier beschreven methode voor het opstellen van Lewisstructuren geeft prioriteit aan het bereiken van de octetstructuur en staat formele ladingen toe om dit te realiseren, met het doel de formele ladingen zo klein mogelijk te houden. Alternatieve methoden kunnen de octetregel negeren om formele ladingen te minimaliseren, maar gebruiken soms meer complexe bindingsmodellen zoals sp$^{3}$-hybridisatie [21](#page=21). ### 3.3 Eigenschappen van covalente bindingen Covalente bindingen kunnen leiden tot twee hoofdtypen roosters: molecuulroosters en atoomroosters [22](#page=22). #### 3.3.1 Molecuulrooster In een molecuulrooster worden moleculen bijeengehouden door relatief zwakke intermoleculaire krachten, zoals Van der Waalskrachten. Stoffen met molecuulroosters vormen molecuulkristallen [22](#page=22). * **Dipoolkrachten (A):** Ontstaan tussen polaire moleculen (dipolen) door elektrostatische aantrekking tussen tegengesteld geladen polen, wat leidt tot oriëntatie-effecten. Water is een voorbeeld van een dipoolmolecule [23](#page=23). * **Waterstofbruggen (B):** Dit zijn zeer sterke dipoolkrachten die optreden wanneer waterstofatomen gebonden zijn aan kleine atomen met een hoge elektronenaffiniteit (zoals F, O, N). Ze zijn verantwoordelijk voor de sterke cohesie tussen moleculen als HF, H$_{2}$O en NH$_{3}$. Waterstofbruggen verklaren de volumetoename bij bevriezing van water, omdat ze leiden tot een open roosterstructuur in ijs [24](#page=24). * **Dispersiekrachten of Londonkrachten (C):** Dit zijn zwakke krachten die optreden tussen apolaire moleculen, veroorzaakt door tijdelijke dipolen die ontstaan door de beweging van elektronen. Deze krachten nemen toe met het aantal elektronen in een molecule [26](#page=26). #### 3.3.2 Atoomrooster In een atoomrooster zijn de atomen in het gehele kristal covalent aan elkaar gebonden, waardoor het als één grote molecule (macromolecule) kan worden beschouwd. Voorbeelden hiervan zijn diamant en grafiet. Diamant is hierdoor zeer hard en moeilijk smeltbaar [22](#page=22). #### 3.3.3 Stabiliteit van het rooster De bindingen tussen atomen in een molecule zijn sterk, terwijl de cohesiekrachten tussen moleculen zwakker zijn. Hierdoor is een molecuulrooster doorgaans minder stabiel dan een ionrooster, met uitzondering van macromoleculaire structuren zoals diamant [22](#page=22). #### 3.3.4 Smelt- en kookpunt Vergeleken met ionverbindingen (zouten), hebben covalente verbindingen over het algemeen een lager smelt- en kookpunt. Het smeltpunt wordt sterk beïnvloed door de molecuulmassa en de sterkte van de intermoleculaire krachten; zwaardere moleculen met sterkere dispersiekrachten vereisen meer energie om uit hun vaste of vloeibare toestand te komen [26](#page=26). #### 3.3.5 Aggregatietoestand bij kamertemperatuur Veel covalente verbindingen zijn bij kamertemperatuur gasvormig (bv. H$_{2}$, NH$_{3}$) of vloeibaar (bv. H$_{2}$O, C$_{2}$H$_{5}$OH). Vaste covalente verbindingen (bv. suiker, I$_{2}$, S$_{8}$) vormen kristallijne structuren waarbij moleculen de roosterpunten innemen. De aggregatietoestand wordt niet alleen bepaald door de molecuulmassa, maar ook door de intermoleculaire krachten [27](#page=27). #### 3.3.6 Geleidbaarheid Over het algemeen geleiden covalente verbindingen in vaste of gesmolten toestand geen elektrische stroom, omdat ze geen vrije ionen of elektronen bevatten. Grafiet is een uitzondering, met enig bewegende elektronen tussen de lagen [27](#page=27). Polar covalente verbindingen kunnen in water ioniseren en zo de elektrische stroom geleiden. Stoffen die veel ionen vormen, zoals sterke zuren (bv. HCl), zijn sterke elektrolyten. Stoffen die weinig ionen vormen, zoals zwakke zuren (bv. azijnzuur), zijn zwakke elektrolyten. Covalente verbindingen die geen ionen vormen in water, zoals ethanol en suiker, zijn niet-elektrolyten. Apolaire covalente verbindingen geleiden evenmin stroom, ook niet na toevoeging van water, vanwege het gebrek aan interactie met polaire watermoleculen [27](#page=27) [28](#page=28). #### 3.3.7 Oplosbaarheid Polair covalente verbindingen lossen goed op in polaire oplosmiddelen zoals water. Apolaire covalente verbindingen lossen daarentegen slecht of niet op in water, maar wel in apolaire oplosmiddelen zoals benzine [28](#page=28). --- # De metaalbinding en haar eigenschappen De metaalbinding beschrijft de specifieke chemische binding tussen metaalelementen, resulterend in een metaalrooster met gedelokaliseerde valentie-elektronen die de unieke eigenschappen van metalen verklaren. ### 3.4.1 Algemeen Metalen, zoals ijzer, kwik, goud en lood, vertonen typische fysische eigenschappen die verklaard kunnen worden door de metaalbinding. Deze eigenschappen omvatten onder andere dat ze bij kamertemperatuur vast zijn (met kwik als uitzondering), een kristallijne structuur hebben, doorgaans hoge smelt- en kookpunten bezitten, goede elektrische en warmtegeleiders zijn, en vrij goed vervormbaar zijn [29](#page=29). Bij de metaalbinding geven metaalelementen hun valentie-elektronen af om een stabiele edelgasconfiguratie te bereiken. Deze valentie-elektronen worden gedelokaliseerd; ze behoren niet langer tot individuele atomen, maar bewegen vrij door het gehele metaalrooster als een gemeenschappelijk bezit. Deze ongeordende beweging van elektronen maakt metalen uitstekende elektrische geleiders. De positieve metaalionen worden door deze negatieve elektronendichtheid bijeengehouden, wat de structuur stabiliseert en wordt beschreven als positieve ionen die vastgeankerd zijn in een zee van elektronen. De metaalbinding is dus gebaseerd op elektrische krachten, die doorgaans sterk zijn, wat resulteert in hoge smelt- en kookpunten [29](#page=29). > **Tip:** De metaalbinding kan worden voorgesteld als een rooster van positieve metaalionen, omgeven door een 'wolk' van vrij bewegende gedelokaliseerde valentie-elektronen [29](#page=29). > **Example:** Figuur 63 in het document illustreert de metaalbinding en toont hoe de vrije valentie-elektronen verantwoordelijk zijn voor de elektrische geleidbaarheid [29](#page=29). ### 3.4.2 De belangrijkste eigenschappen van de metaalbinding #### 3.4.2.1 Het metaalrooster Metalen kenmerken zich door een kristallijne structuur. Dit zijn atoomkristallen met een perfecte symmetrie waarin de atomen zo dicht mogelijk op elkaar gestapeld zijn. Er bestaan verschillende manieren waarop deze dichtste stapeling kan plaatsvinden, zoals hexagonale en kubische dichtste bolstapeling [29](#page=29) [30](#page=30). #### 3.4.2.2 De stabiliteit of “sterkte” van het rooster De vastankering van de positieve metaalionen in de elektronenzee vereist aanzienlijke energie om te doorbreken. Dit verklaart de inherente sterkte van een metaalrooster [30](#page=30). #### 3.4.2.3 Het smelt- en kookpunt Vanwege de sterke bindingskrachten binnen de metaalbinding, vertonen metalen relatief hoge smelt- en kookpunten [30](#page=30). #### 3.4.2.4 De aggregatietoestand of fase bij kamertemperatuur Alle metalen zijn in normale omstandigheden vaste stoffen bij kamertemperatuur, met uitzondering van kwik (Hg) [31](#page=31). #### 3.4.2.5 De geleidbaarheid Metalen zijn uitstekende geleiders van zowel elektrische stroom als warmte. Wanneer een metaal wordt aangesloten op een stroombron, stromen elektronen van de negatieve pool het metaal in en verlaten ze het metaal naar de positieve pool. Deze elektrische geleidbaarheid is direct te danken aan de vrij bewegende valentie-elektronen [29](#page=29) [31](#page=31). > **Example:** Figuur 65 toont de geleiding van elektriciteit door een metaalrooster, wat de rol van de vrije elektronen illustreert [31](#page=31). #### 3.4.2.6 Bijzondere eigenschappen Een opvallende eigenschap van metalen is hun vervormbaarheid; ze zijn pletbaar, rekbaar, snijdbaar en plooibaar. Deze mechanische eigenschappen, samen met hun hardheid en trekvastheid, maken metalen zeer geschikt voor constructieve toepassingen. De mogelijkheid om atoomlagen onderling te verschuiven zonder de bindingen te verbreken, wordt toegeschreven aan het feit dat alle atomen worden samengehouden door één grote, beweeglijke elektronenwolk [31](#page=31). --- # Oplosbaarheid van stoffen en toepassingen Dit onderwerp verkent de principes achter de oplosbaarheid van stoffen, voornamelijk gebaseerd op moleculaire polariteit en de "soort zoekt soort" regel, met diverse praktische toepassingen. ### 5.1 Polarisering en de regel 'soort zoekt soort' De mengbaarheid van een stof wordt grotendeels bepaald door de polariteit van de betrokken stoffen. In de chemie geldt de algemene regel "soort zoekt soort", wat inhoudt dat polaire stoffen goed oplossen in polaire oplosmiddelen zoals water, en apolaire stoffen beter oplossen in apolaire oplosmiddelen [32](#page=32). #### 5.1.1 Polarisering van moleculen Een molecuul is polair als de elektronen asymmetrisch verdeeld zijn over de bindende atomen. Dit vereist twee voorwaarden [32](#page=32): 1. **Verschil in elektronegativiteit (EN-waarde):** Een verschil in EN-waarde tussen de gebonden atomen is noodzakelijk [32](#page=32). * Als de atomen identiek zijn, is de ΔEN nul en is de molecule altijd apolair [32](#page=32). * Atoombindingen met een ΔEN < 0,5 zijn meestal apolair [32](#page=32). * Atoombindingen met een ΔEN tussen 0,5 en 1,66 zijn polair [32](#page=32). * Ionaire verbindingen met een ΔEN > 1,66 zijn altijd polair [32](#page=32). 2. **Asymmetrische verdeling van ladingscentra:** Het centrum van de positieve ladingen mag niet samenvallen met dat van de negatieve ladingen [32](#page=32). #### 5.1.2 Ruimtelijke structuur en symmetrie De ruimtelijke structuur van een molecuul, bepaald door de afstoting tussen elektronenparen (vrije elektronenparen en bindingselektronen), beïnvloedt de symmetrie. Om de ruimtelijke structuur te bepalen, wordt gebruik gemaakt van het sterisch getal (SG) van een centraal atoom [32](#page=32). * **Sterisch getal (SG) = 4:** * **4 gebonden atomen, 0 vrije e-paren:** Tetraëder, theoretische bindingshoek 109°. De molecule is symmetrisch indien de 4 gebonden atomen gelijk zijn (bv. CF₄); anders asymmetrisch (bv. CHF₃) [33](#page=33). * **3 gebonden atomen, 1 vrij e-paar:** Piramide, theoretische bindingshoek 109°. Meestal asymmetrisch [33](#page=33). * **2 gebonden atomen, 2 vrije e-paren:** Geknikt, theoretische bindingshoek 109°. Meestal asymmetrisch [33](#page=33). * **1 gebonden atoom, 3 vrije e-paren:** Lineair, theoretische bindingshoek 109°. Symmetrisch bij identieke atomen (bv. Cl₂), asymmetrisch bij verschillende atomen (bv. HCl) [33](#page=33). * **Sterisch getal (SG) = 3:** * **3 gebonden atomen, 0 vrije e-paren:** Trigonaal, theoretische bindingshoek 120°. Symmetrisch indien de 3 gebonden atomen gelijk zijn (bv. BCl₃); anders asymmetrisch (bv. BHCl₂) [34](#page=34). * **2 gebonden atomen, 1 vrij e-paar:** Geknikt, theoretische bindingshoek 120°. Meestal asymmetrisch [34](#page=34). * **1 gebonden atoom, 2 vrije e-paren:** Lineair, theoretische bindingshoek 120°. Symmetrisch bij identieke atomen (bv. O₂), asymmetrisch bij verschillende atomen [34](#page=34). * **Sterisch getal (SG) = 2:** * **2 gebonden atomen, 0 vrije e-paren:** Lineair, theoretische bindingshoek 180°. Symmetrisch indien de 2 gebonden atomen gelijk zijn (bv. CO₂); anders asymmetrisch (bv. COS) [34](#page=34). * **1 gebonden atoom, 1 vrij e-paar:** Lineair, theoretische bindingshoek 180°. Symmetrisch bij identieke atomen (bv. N₂), asymmetrisch bij verschillende atomen [34](#page=34). **Voorbeelden:** * Methaan (CH₄) heeft een tetraëdrische, symmetrische structuur en is apolair, ondanks een klein verschil in EN-waarde tussen C en H [34](#page=34). * Ammoniak (NH₃) heeft een asymmetrische, piramidale structuur. Het verschil in EN-waarde tussen N en H, gecombineerd met de asymmetrie, maakt ammoniak polair [34](#page=34). > **Tip:** Gebruik Lewisformules en het bepalen van het sterisch getal om de ruimtelijke structuur en daarmee de polariteit van een molecule te voorspellen. ### 5.2 Toepassingen van oplosbaarheid #### 5.2.1 Het wassen van kledij Zeepdeeltjes hebben een specifieke structuur: een polaire, hydrofiele kop en een apolaire, hydrofobe staart (koolstofketen). In water vormen ze micellen, waarbij de apolaire staarten naar elkaar toe wijzen en de polaire koppen naar het water gericht zijn [35](#page=35). * **Werking bij vuil:** Zeepmoleculen verlagen de oppervlaktespanning, waardoor water textiel beter bevochtigt. Bij apolaire vlekken dringen de apolaire staarten van de zeep in de vlek en het textiel, terwijl de polaire koppen in het water blijven. De afstoting tussen de polaire koppen helpt de vlek los te maken bij beweging (bv. in de wasmachine). De vuildeeltjes worden omgeven door zeepmoleculen en kunnen zo worden weggespoeld [36](#page=36). * **Detergenten:** Moderne wasmiddelen gebruiken vaak detergentmoleculen die niet reageren met calciumzouten in water, waardoor er geen witte neerslag ontstaat [36](#page=36). * **Additieven in wasmiddelen:** Wasversterkers (neutraliseren calciumzouten), bleekmiddelen (verwijderen gekleurde vlekken), enzymen (breken eiwitvlekken af) en optische witmakers (geven stralend wit uiterlijk) worden toegevoegd [36](#page=36). #### 5.2.2 Biomagnificatie Giftige, apolaire stoffen zoals DDT en dioxine zijn slecht oplosbaar in water en kunnen daarom niet via de urine worden uitgescheiden. Ze slaan op in vetweefsel en kunnen zich zo door de hele voedselketen verspreiden, een proces dat biomagnificatie wordt genoemd [37](#page=37). > **Voorbeeld:** DDT accumuleert in de voedselketen, wat leidt tot hogere concentraties in organismen aan de top van de piramide [37](#page=37). #### 5.2.3 Vitamines Vitamines zijn complexe organische stoffen die essentieel zijn voor biologische processen [37](#page=37). * **Vetoplosbare vitamines (K, A, D, E):** Deze lossen op in vet en hopen zich voornamelijk op in de lever. Ze werken alleen in de aanwezigheid van vet in de voeding en kunnen leiden tot vergiftigingsverschijnselen bij overdosering omdat ze niet eenvoudig uitgescheiden kunnen worden [37](#page=37). * **Wateroplosbare vitamines (B, C):** Deze worden zelden in overmaat aangetroffen omdat een teveel via de urine wordt uitgescheiden. Ze kunnen echter moeilijker worden opgeslagen en moeten daarom regelmatig worden ingenomen. Tekorten kunnen leiden tot sluipende of manifeste ziekteverschijnselen [37](#page=37). ### 5.3 Elektriciteit geleidbaarheid van covalente verbindingen Over het algemeen geleiden covalente verbindingen in vaste of gesmolten toestand geen elektrische stroom, omdat ze geen ionen of vrije elektronen bevatten. Grafiet is een uitzondering vanwege de beweeglijkheid van elektronen tussen de lagen [27](#page=27). * **Ionisatie van polair covalente verbindingen:** Door de interactie met een polair oplosmiddel zoals water, kunnen polair covalente verbindingen (bv. HCl) ioniseren. Het bindende elektronenpaar verschuift volledig naar het meest elektronegatieve atoom, waardoor ionen ontstaan [27](#page=27). * **Sterke elektrolyten:** Als veel ionen worden gevormd (bv. bij sterke zuren zoals HCl), wordt de stroom goed tot zeer goed geleid [28](#page=28). * **Zwakke elektrolyten:** Als slechts beperkte hoeveelheden ionen worden gevormd (bv. bij zwakke zuren zoals azijnzuur CH₃COOH), wordt de stroom beperkt geleid [28](#page=28). * **Niet-elektrolyten:** Sommige polair covalente verbindingen (bv. ethanol C₂H₅OH, suiker C₆H₁₂O₆) vormen geen ionen in water en geleiden de stroom niet [28](#page=28). * **Apolair covalente verbindingen:** Deze geleiden de stroom niet na toevoeging van water omdat er geen interactie mogelijk is met polaire watermoleculen [28](#page=28). --- ## 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 | |------|------------| | Elektronenconfiguratie | De specifieke rangschikking van de elektronen in de schillen en subschillen rond de atoomkern. Deze configuratie bepaalt mede de chemische eigenschappen van een element. | | Edelgassen | Elementen uit groep 18 van het periodiek systeem (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn) die gekenmerkt worden door een stabiele elektronenconfiguratie, waardoor ze doorgaans niet reageren. | | Octetstructuur | De neiging van atomen om, door het delen, opnemen of afstaan van elektronen, een configuratie te bereiken met acht valentie-elektronen op hun buitenste schil, wat leidt tot verhoogde stabiliteit. | | Ionbinding | Een chemische binding gevormd door de elektrostatische aantrekking tussen positief geladen ionen (kationen) en negatief geladen ionen (anionen), meestal tussen een metaal en een niet-metaal. | | Atoombinding (covalente binding) | Een chemische binding waarbij atomen elektronen delen om zo een stabiele elektronenconfiguratie te bereiken, typisch tussen niet-metalen. | | Metaalbinding | Een chemische binding die optreedt tussen metaalatomen, waarbij de valentie-elektronen gedelokaliseerd zijn en een 'elektronenzee' vormen die de positief geladen metaalionen bij elkaar houdt. | | Elektropotentieel (ENW) | Een maat voor de neiging van een atoom om elektronen naar zich toe te trekken in een chemische binding. Een grotere ENW betekent een sterkere aantrekking van elektronen. | | Ion | Een geladen atoom of molecuul dat ontstaat door het winnen of verliezen van één of meer elektronen. Positieve ionen heten kationen, negatieve ionen heten anionen. | | Polarisatie | Het verschijnsel waarbij de elektronenwolk in een atoom of molecuul wordt vervormd, wat leidt tot een ongelijke verdeling van lading en het ontstaan van partiële ladingen of een dipoolmoment. | | Ionische verbinding | Een verbinding die wordt gevormd door ionbindingen, bestaande uit een rooster van positief en negatief geladen ionen. | | Moleculaire verbinding | Een verbinding die is opgebouwd uit discrete moleculen, waarbij atomen binnen een molecuul door covalente bindingen zijn verbonden. | | Roosterenergie | De energie die vrijkomt wanneer positieve en negatieve ionen in de gasfase samenkomen om een kristallijne ionverbinding te vormen. Het is een maat voor de sterkte van de ionbinding. | | Ionitisatie-energie | De minimale energie die nodig is om één elektron te verwijderen uit een neutraal, gasvormig atoom. | | Elektronenaffiniteit | De energie die vrijkomt of geabsorbeerd wordt wanneer een elektron wordt toegevoegd aan een neutraal, gasvormig atoom om een negatief ion te vormen. | | Lewisformule | Een diagram dat de valentie-elektronen en de bindingen tussen atomen in een molecuul weergeeft, met behulp van stippen voor vrije elektronenparen en streepjes voor bindingen. | | Partiële lading | Een gedeeltelijke elektrische lading die ontstaat op een atoom in een polaire covalente binding, als gevolg van ongelijke elektronendeling. | | Formele lading | Een berekende lading die wordt toegewezen aan een atoom in een molecuul, gebaseerd op de aanname dat alle bindingselektronen gelijk worden gedeeld. Het is een nuttig hulpmiddel voor het tekenen van Lewisstructuren en het begrijpen van moleculair gedrag. | | Sterisch getal (SG) | Het aantal gebonden atomen plus het aantal vrije elektronenparen rond een centraal atoom in een molecuul. Het sterisch getal wordt gebruikt om de ruimtelijke structuur (geometrie) van het molecuul te voorspellen. | | Hydrofiel | Een stof die water aantrekt of goed oplost in water. Dit zijn doorgaans polaire of geladen stoffen. | | Hydrofoob | Een stof die water afstoot of slecht oplost in water. Dit zijn doorgaans apolaire stoffen. | | Micel | Een aggregaat van zeep- of detergentmoleculen in water, waarbij de hydrofobe staarten naar binnen gericht zijn en de hydrofiele koppen naar buiten, om apolaire stoffen in te sluiten en te emulgeren. | | Biomagnificatie | Het proces waarbij de concentratie van bepaalde giftige stoffen toeneemt naarmate ze door de voedselketen worden doorgegeven, van lagere naar hogere trofische niveaus. |