Hoofdstuk 3_Chemische binding (1).pdf

# Chemisch gedrag van atomen en edelgassen Dit onderwerp verklaart het chemisch gedrag van atomen, waarbij de nadruk ligt op valentie-elektronen en de stabiliteit van edelgasconfiguraties. ### 1.1 Chemische binding en valentie-elektronen Chemische bindingen zijn sterke krachten die atomen in een verbinding bij elkaar houden. Het chemisch gedrag van een atoom wordt voornamelijk bepaald door zijn valentie-elektronen. Chemische reacties vinden plaats op de locatie van deze valentie-elektronen, en een nieuwe chemische binding ontstaat door een herschikking van deze valentie-elektronen [5](#page=5). ### 1.2 Edelgassen en stabiliteit Edelgassen staan bekend om hun inertheid, wat betekent dat ze niet reageren met andere elementen. Dit komt doordat ze over het algemeen acht elektronen op hun buitenste schil hebben (met uitzondering van helium). Deze configuratie, ook wel een octetstructuur genoemd, zorgt voor grote stabiliteit [6](#page=6). > **Tip:** De octetstructuur is een belangrijk concept dat verklaart waarom atomen verbindingen aangaan. ### 1.3 Streven naar stabiliteit Onstabiele atomen streven ernaar om een stabiele edelgasconfiguratie te bereiken. Dit doen ze door de elektronen in hun buitenste schil te wijzigen via verschillende bindingsmechanismen [6](#page=6): * **Ionbinding:** Hierbij worden elektronen overgedragen tussen atomen. * **Covalente binding:** Hierbij worden elektronen gedeeld tussen atomen. * **Metaalroosters:** In metalen vormen de valentie-elektronen een "elektronenwolk". Een chemische binding zal alleen spontaan tot stand komen als deze leidt tot een hogere stabiliteit of een lagere energie-inhoud in vergelijking met de ongebonden toestand van de atomen [6](#page=6). --- # Ionbinding: vorming, eigenschappen en stabiliteit Dit deel van het document beschrijft de vorming van ionbindingen door de overdracht van elektronen, de eigenschappen van kationen en anionen, en de factoren die de stabiliteit van ionverbindingen beïnvloeden. ### 2.1 Wat is ionbinding? Een ionbinding ontstaat door de overdracht van één of meerdere valentie-elektronen van het ene atoom naar het andere, wat resulteert in de vorming van een anion (een atoom dat een elektron opneemt en een negatieve lading krijgt) en een kation (een atoom dat een elektron afgeeft en een positieve lading krijgt). De binding tussen deze tegengesteld geladen ionen is van elektrostatische aard [9](#page=9). ### 2.2 Vorming van ionbinding De vorming van een ionbinding kan worden opgesplitst in verschillende stappen, zoals geïllustreerd door de vorming van natriumchloride (NaCl) uit natrium (Na) en chloorgas (Cl2) [10](#page=10) [22](#page=22): 1. Vorming van gasvormig natrium uit metallisch natrium: `Na(s) → Na(g)` [10](#page=10) [22](#page=22). 2. Splitsen van dichloormoleculen in vrije atomen: `1/2 Cl2(g) → Cl(g)` [10](#page=10) [22](#page=22). 3. Vorming van het positief geladen natriumion: `Na(g) → Na+(g) + e-` [10](#page=10) [22](#page=22). 4. Vorming van het negatief geladen chloride-ion: `Cl(g) + e- → Cl-(g)` [10](#page=10) [22](#page=22). 5. Groepering van positieve en negatieve ionen tot een vaste stof: `n Na+(g) + n Cl-(g) → (Na+Cl-)n(s)` [10](#page=10) [22](#page=22). > **Tip:** Let op de elektronische configuratie van de elementen om te bepalen welke ionen ze zullen vormen en of ze een stabiele edelgasconfiguratie bereiken [14](#page=14) [18](#page=18). ### 2.3 Ionen: kationen Kationen zijn atomen die elektronen afgeven en daardoor een positieve lading krijgen. Het proces van elektronenafgifte vereist energie, bekend als ionisatie-energie (I.E.). Metalen vormen doorgaans mono-atomische kationen. De lading van het kation is afhankelijk van de groep waarin het element zich bevindt in het periodiek systeem [13](#page=13): * Groep Ia elementen, zoals natrium (Na), vormen eenwaardige kationen (`+`). Voorbeeld: `Na → Na+ + 1e-` [13](#page=13) [14](#page=14). * Groep IIa elementen, zoals calcium (Ca), vormen tweewaardige kationen (`2+`). Voorbeeld: `Ca → Ca2+ + 2e-` [13](#page=13) [14](#page=14). * Groep IIIa elementen, zoals aluminium (Al), vormen driewaardige kationen (`3+`). Voorbeeld: `Al → Al3+ + 3e-` [13](#page=13) [15](#page=15). Sommige elementen, zoals ijzer (Fe), kunnen meerdere ladingstoestanden vertonen, wat resulteert in verschillende kationen. Zo kan ijzer `Fe2+` en `Fe3+` vormen. De vorming van kationen resulteert in een stabielere elektronconfiguratie, vaak die van een edelgas [14](#page=14) [15](#page=15) [16](#page=16). De naamgeving van kationen gebeurt door de naam van het metaal te combineren met het woord "-ion" (bv. natriumion voor `Na+`) [13](#page=13). ### 2.4 Ionen: anionen Anionen zijn atomen die elektronen opnemen en daardoor een negatieve lading krijgen. Het proces van elektronenopname levert energie op, bekend als elektronaffiniteit (E.A.). Niet-metalen vormen doorgaans mono-atomische anionen. Elementen uit groep VIa en VIIa vormen een- en tweewaardige anionen [17](#page=17). * Halogenen (groep VIIa), zoals chloor (Cl), vormen eenwaardige anionen (`-`) door één elektron op te nemen. Voorbeeld: `Cl + 1e- → Cl-` [17](#page=17) [18](#page=18). * Zuurstof (groep VIa), zoals zuurstof (O), vormt tweewaardige anionen (`2-`) door twee elektronen op te nemen. Voorbeeld: `O + 2e- → O2-` [17](#page=17) [18](#page=18). * Stikstof (groep Va), zoals stikstof (N), kan driewaardige anionen (`3-`) vormen door drie elektronen op te nemen. Voorbeeld: `N + 3e- → N3-` [17](#page=17) [19](#page=19). Net als bij kationen, leidt de opname van elektronen tot een stabielere elektronconfiguratie, vaak die van een edelgas. De naamgeving van anionen gebeurt door de naam van het niet-metaal te combineren met het achtervoegsel "-ion" (bv. oxide-ion voor `O2-`) [17](#page=17) [18](#page=18) [19](#page=19). ### 2.5 Groepering van positieve en negatieve ionen De aantrekkingskrachten tussen tegengesteld geladen ionen (`+/-`) zorgen voor de stabiliteit van de ionverbinding. Afstotingskrachten treden op tussen gelijk geladen ionen (`+/+` of `-/-`). De aantrekkingskrachten zijn doorgaans sterker dan de afstotingskrachten, wat leidt tot energieafgifte en een stabieler geheel [23](#page=23). De **roosterenergie** (`Er`) is de energieverandering die optreedt wanneer individuele gasvormige ionen zich verzamelen tot een ionaire vaste stof in een kristalrooster. Een hogere roosterenergie duidt op sterkere aantrekkingskrachten tussen de ionen en dus een grotere energieafgifte [23](#page=23) [24](#page=24). De roosterenergie is afhankelijk van: * **Lading van de ionen**: Hoe groter de lading, hoe groter de aantrekking en dus hoe groter de roosterenergie [24](#page=24). * **Ionstraal**: Hoe kleiner de ionstraal, hoe dichter de ionen bij elkaar liggen, wat leidt tot grotere aantrekking en dus grotere roosterenergie [24](#page=24). > **Voorbeeld:** De roosterenergie neemt af naarmate de ionstraal toeneemt: `Er(NaF) > Er(NaCl) > Er(NaBr) > Er(NaI)` [25](#page=25). ### 2.6 Stabiliteit van ionbindingen De stabiliteit van een ionbinding neemt toe naarmate de som van de roosterenergie (`Er`), elektronaffiniteit (`E.A.`) en ionisatie-energie (`I.E.`) negatiever is. Een meer negatieve waarde betekent dat er meer energie vrijkomt, wat resulteert in een stabielere verbinding [29](#page=29). > **Voorbeeld:** CaCl2 is stabieler dan KCl omdat de som van `Er`, `E.A.`, en `I.E.` voor CaCl2 negatiever is (-1215 kJ/mol) dan voor KCl (-650 kJ/mol) [29](#page=29). ### 2.7 Kristalstructuur en ionverbindingen Ionverbindingen zijn doorgaans kristallijne vaste stoffen. De rangschikking van ionen in een kristalrooster bepaalt de structuur. De kleinste herhalende eenheid in dit rooster is de eenheidscel, waarvan de aard afhangt van de verhouding en grootte van de positieve en negatieve ionen. Het coördinatiegetal geeft het aantal direct omringende ionen van een bepaald ion weer [30](#page=30) [32](#page=32). #### 2.7.1 Samenstelling van ionverbindingen Bij de vorming van ionverbindingen draagt elk atoom een aantal elektronen over totdat de equivalente regel is voldaan: het aantal opgenomen elektronen is gelijk aan het aantal afgegeven elektronen. Dit zorgt ervoor dat de resulterende verbinding neutraal is, wat betekent dat het totale aantal positieve ladingen gelijk is aan het totale aantal negatieve ladingen. Ionverbindingen worden weergegeven met een verhoudingsformule [30](#page=30). > **Voorbeeld:** > * Als ijzer (Fe) 2 elektronen afstaat (`Fe → Fe2+ + 2e-`) en zuurstof (O) 2 elektronen opneemt (`O + 2e- → O2-`), verbinden zij zich in een 1:1 verhouding tot FeO [31](#page=31). > * Als ijzer (Fe) 3 elektronen afstaat (`Fe → Fe3+ + 3e-`) en zuurstof (O) 2 elektronen opneemt (`O + 2e- → O2-`), is een verhouding van 2:3 nodig om de ladingen te balanceren: `(Fe3+)2(O2-)3` leidt tot de verhoudingsformule Fe2O3 [31](#page=31). ### 2.8 Eigenschappen van ionverbindingen Ionverbindingen vertonen specifieke eigenschappen: * **Hoog smeltpunt**: Dit is te wijten aan de sterke elektrostatische krachten tussen de ionen in het rooster. Hoe hoger de roosterenergie (`Er`), hoe hoger het smeltpunt [33](#page=33). * **Geringe vluchtigheid**: De sterke bindingen maken ionverbindingen moeilijk te verdampen [33](#page=33). * **Grote hardheid**: De ionen in het kristalrooster zijn stevig gerangschikt [33](#page=33). * **Brosheid**: Wanneer er een kracht wordt uitgeoefend, kunnen gelijk geladen ionen tegenover elkaar komen te staan, wat afstoting veroorzaakt en leidt tot breuk van het kristal [33](#page=33). * **Oplosbaarheid**: Ze zijn meestal goed oplosbaar in polaire oplosmiddelen [33](#page=33). * **Geleidbaarheid**: Ionverbindingen geleiden elektrische stroom wanneer ze gesmolten zijn of opgelost zijn in een geschikt oplosmiddel, omdat de ionen dan vrij kunnen bewegen [33](#page=33). > **Voorbeeld:** De elementen die ionverbindingen vormen kunnen worden geïdentificeerd aan de hand van hun ionladingen in het periodiek systeem, zoals weergegeven in [28](#page=28). --- # Covalente binding: soorten, structuur en eigenschappen Dit onderwerp duikt diep in de aard van covalente bindingen, waarbij de focus ligt op hun verschillende soorten, de structuur van moleculen, en de bijbehorende fysische en chemische eigenschappen. ### 4.1 Wat is een covalente binding? Een covalente binding ontstaat wanneer de elektronegativiteit (E.N.) tussen twee atomen niet nul is. Dit type binding treedt op tussen twee niet-metalen. In plaats van elektronenoverdracht, wat kenmerkend is voor ionbindingen, delen atomen bij een covalente binding elektronenparen. De Lewistheorie verklaart de vorming van covalente bindingen door het streven van elk element naar een edelgasconfiguratie door het gemeenschappelijk delen van elektronenparen [35](#page=35). ### 4.2 Soorten covalente bindingen Covalente bindingen kunnen worden onderverdeeld in verschillende categorieën: #### 4.2.1 Zuiver covalente binding Dit type binding ontstaat wanneer atomen van hetzelfde element een covalente binding aangaan. Er is geen verschil in aantrekkingskracht op het bindende elektronenpaar, waardoor dit paar exact tussen de atomen ligt. Hierdoor is de binding apolair. Voorbeelden van zuiver covalente bindingen zijn de enkelvoudige binding in Cl₂, de dubbele binding in O₂, en de drievoudige binding in N₂ [37](#page=37) [39](#page=39). * **Apolair:** Gelijkmatige verdeling van het elektronenpaar [39](#page=39). #### 4.2.2 Polarisatie van covalente bindingen Wanneer een covalente binding wordt gevormd tussen atomen van verschillende elementen, oefenen deze atomen een ongelijke aantrekkingskracht uit op het bindende elektronenpaar. Het elektronenpaar verschuift naar het atoom met de grootste aantrekkingskracht voor elektronen. Dit resulteert in een polaire binding [39](#page=39). * **Polaire binding:** Het bindende elektronenpaar wordt sterker aangetrokken door één van de atomen, wat leidt tot een partiële negatieve lading (𝛿⁻) op dat atoom en een partiële positieve lading (𝛿⁺) op het andere atoom. Hierdoor krijgt de binding een percentage ionisch karakter [40](#page=40). * **Voorbeeld (HCl):** Het chlooratoom heeft een hogere E.N. dan het waterstofatoom, waardoor het bindende elektronenpaar dichter bij chloor ligt, resulterend in 𝛿⁻ op Cl en 𝛿⁺ op H [40](#page=40). * De polaire covalente binding bevindt zich qua karakter tussen een ionbinding en een zuiver covalente binding [41](#page=41). #### 4.2.3 Donor-acceptortype bindingen (Datief/Coördinatief covalente binding) Bij een donor-acceptortype binding stelt één atoom (de donor) een elektronenpaar gemeenschappelijk beschikbaar voor een ander atoom (de acceptor) [42](#page=42). * **Datief covalent:** De donoratoom heeft een lagere elektronegativiteit dan de acceptoratoom [42](#page=42). * **Coördinatief covalent:** De donoratoom heeft een grotere elektronegativiteit dan de acceptoratoom [42](#page=42). * **Voorbeeld (Datief):** Bij de vorming van HClO₂ binden de O-atomen niet achter elkaar. Een vrij elektronenpaar van chloor (dat een octetstructuur heeft) wordt overgedragen naar een leeg p-orbitaal van een zuurstofatoom [43](#page=43). * **Voorbeeld (Coördinatief):** Dit type binding ontstaat tussen een waterstofion en een atoom met een vrij elektronenpaar (donor), waardoor het waterstofatoom de edelgasconfiguratie van helium bereikt [44](#page=44). #### 4.2.4 Aantal covalente bindingen Het aantal covalente bindingen dat een atoom kan vormen, hangt af van het aantal ongepaarde elektronen dat het heeft [38](#page=38). * Elementen uit groep VII hebben 1 ongepaard elektron en vormen 1 covalente binding [38](#page=38). * Elementen uit groep VI hebben 2 ongepaarde elektronen en vormen 2 covalente bindingen [38](#page=38). * Elementen uit groep V hebben 3 ongepaarde elektronen en vormen 3 covalente bindingen [38](#page=38). * Elementen uit groep IV hebben 4 ongepaarde elektronen en vormen 4 covalente bindingen [38](#page=38). ### 4.3 Eigenschappen van covalente verbindingen Verbindingen met covalente bindingen vertonen specifieke eigenschappen [45](#page=45): * **Smelt- en kookpunt:** Covalente verbindingen hebben over het algemeen lage smelt- en kookpunten. Hoe hoger de molecuulmassa (MM), hoe hoger het smelt- en kookpunt [45](#page=45). * **Elektrische geleiding:** Ze geleiden geen elektrische stroom omdat er geen ionen en geen vrije elektronen aanwezig zijn. Een uitzondering hierop is grafiet [45](#page=45). * **Oplosbaarheid:** Polaire covalente bindingen zijn oplosbaar in water, terwijl apolaire stoffen (zoals CCl₄) niet oplosbaar zijn in water [45](#page=45). ### 4.4 Stabiliteit De stabiliteit van moleculen, die direct verband houdt met de sterkte van de covalente bindingen, is een cruciaal aspect van hun chemische gedrag [46](#page=46). ### 4.5 Lewisformules Lewisformules bieden een weergave van de verdeling van valentie-elektronen over de atomen in een molecuul [48](#page=48). * **Notatie:** Een punt staat voor een elektron, en een streep voor een elektronenpaar [48](#page=48). * **Bindende elektronenparen:** Deze worden getekend tussen gebonden atomen [48](#page=48). * **Niet-bindende elektronenparen (vrije elektronenparen):** Deze zijn niet betrokken bij de binding tussen atomen [48](#page=48). **Stappenplan voor het tekenen van Lewisformules:** [49](#page=49). 1. **Teken het skelet van de molecule:** Identificeer het meest centrale atoom. In koolstofverbindingen zijn C-atomen meestal aan elkaar gebonden, en H-atomen bevinden zich aan de buitenkant. De brutoformule kan soms de directe schikking van atomen aangeven. In ternaire zuren (HnXOm) is het niet-metaalatoom (X) het centrale atoom, omringd door O-atomen, waarop eventueel H-atomen gebonden zijn [49](#page=49). 2. **Bereken het aantal bindingen:** Gebruik de formule: $\frac{BE - VE}{2}$, waarbij BE de benodigde elektronen is (aantal atomen * 8, en 2 voor H) en VE de valentie-elektronen zijn [49](#page=49). 3. **Teken de valentie-elektronen:** Gebruik stippen en streepjes. Vul eerst alle ongepaarde elektronen om gewone covalente bindingen te vormen [49](#page=49). 4. **Controleer de octetregel (en uitzonderingen):** Zorg ervoor dat elk atoom (behalve H) omringd is door 8 elektronen [49](#page=49). 5. **Verifieer het totale aantal elektronen:** De som van alle geplaatste elektronen moet gelijk zijn aan de som van de valentie-elektronen van alle atomen, plus eventuele ionlading [49](#page=49). **Toepassingen voor Lewisformules:** * H₂SO₄ [50](#page=50). * HCN [50](#page=50). * HN₃ [52](#page=52). * NO₃⁻ [52](#page=52). ### 4.6 Mesomerie (Resonantie) Mesomerie, ook wel resonantie genoemd, is het verschijnsel waarbij een aantal elektronen verdeeld zijn over minimaal drie atoomkernen. Resonantieformules worden weergegeven met een dubbele pijl [51](#page=51). **Toepassingen voor mesomerie:** * HN₃ [52](#page=52). * NO₃⁻ [52](#page=52). ### 4.7 Moleculaire geometrie (ruimtelijke structuur) De geometrie of ruimtelijke structuur van een molecuul beschrijft de driedimensionale rangschikking van atomen. Deze kan bepaald worden met behulp van het sterisch getal (SG) [53](#page=53) [54](#page=54). * **Sterisch getal (SG):** Dit is de som van het aantal gebonden atomen en het aantal vrije elektronenparen rond het centrale atoom. Het aantal elektronenwolken bepaalt de ruimtelijke opstelling [54](#page=54). * SG = 2 → lineaire opstelling (bindingshoek 180°) [54](#page=54). * SG = 3 → trigonale opstelling (bindingshoek 120°) [54](#page=54). * SG = 4 → tetraëdrische opstelling [54](#page=54). * SG = 5 → trigonale bipiramide [54](#page=54). * SG = 6 → octaëdrische opstelling [54](#page=54). **Veelvoorkomende geometrische structuren:** [53](#page=53). * Lineair * Trigonaal vlak * Tetraëdrisch * Driezijde bipiramide * Octaëdrisch **Toepassingen voor moleculaire geometrie:** * Lineaire moleculen: CO₂, O₃, H₂S [56](#page=56). * Geometrie van HNO₃, H₃PO₄ [57](#page=57). ### 4.8 Bindingshoek De bindingshoek wordt beïnvloed door de interactie tussen gemeenschappelijke elektronenparen en vrije elektronenparen [58](#page=58). * Vrije elektronenparen nemen meer ruimte in beslag en drukken bindende elektronenparen samen, waardoor de bindingshoek kleiner wordt dan ideaal zou zijn. Hoe groter de ruimtelijke afstand tussen bindende en vrije elektronenparen, hoe kleiner de bindingshoek [58](#page=58). ### 4.9 Bindingslengte De bindingslengte is de afstand tussen de kernen van twee atomen die door een binding zijn verbonden, gemeten bij minimale totale energie [59](#page=59). * Er is een omgekeerd verband tussen het aantal bindingen en de bindingslengte: driedubbele binding < dubbele binding < enkelvoudige binding [59](#page=59). * **Vergelijking:** De bindingslengte van C-C is kleiner dan die van C-Cl [59](#page=59). ### 4.10 Bindingsenergie De bindingsenergie is de energie die nodig is om een binding te breken, uitgedrukt in kJ/mol [60](#page=60). * Een hogere bindingsenergie betekent een sterkere binding en een kortere bindingslengte [60](#page=60). * Enkelvoudige binding < dubbele binding < driedubbele binding [60](#page=60). * **Verband met E.N.:** * Bij halogeen-halogeenverbindingen neemt de bindingsenergie af van Cl naar I, wat samenhangt met de elektronegativiteit. Hoe groter de E.N., hoe groter de bindingsenergie [60](#page=60). * Bij verbindingen met H neemt de bindingsenergie ook af van Cl naar I. Deze bindingen zijn sterker dan tussen identieke atomen [60](#page=60). **Principes met betrekking tot bindingsenergie:** [61](#page=61). 1. Bindingsenergie is vaak een gemiddelde waarde, omdat de bindingsterkte kan variëren tussen verbindingen [61](#page=61). 2. De bindingsenergie neemt toe met het aantal covalente bindingen tussen atomen [61](#page=61). 3. De bindingsenergie daalt naarmate 'n' (waarschijnlijk het aantal atomen in een reeks) toeneemt [61](#page=61). 4. De bindingsenergie daalt voor elementen binnen dezelfde groep van het periodiek systeem [61](#page=61). **Toepassing bindingsenergie:** Berekening van vrijkomende energie bij de reactie van hydrazine met dizuurstof [62](#page=62). ### 4.11 Polarisatie en dipoolmoment Polarisatie treedt op wanneer het bindende elektronenpaar in een covalente binding wordt verschoven naar het atoom met de hogere elektronegativiteit [64](#page=64). * **Dipoolmoleculen:** Moleculen met positieve en negatieve polen die zich in een magnetisch veld richten [65](#page=65). * Diatomische moleculen: * Homonucleair (bv. H₂, Cl₂): apolair, geen dipoolmoment [65](#page=65). * Heteronucleair (bv. HF, HCl): polair, wel dipoolmoment [65](#page=65). * **Dipoolmoment (µ):** Dit is een maat voor de polariteit van een molecuul en wordt berekend als µ = Q \* r, waarbij Q de lading en r de afstand tussen de ladingen is. Het wordt uitgedrukt in Debye-eenheden (D) [65](#page=65). * µ neemt toe als Q en r toenemen [65](#page=65). **Voorbeelden van dipoolmomenten:** [66](#page=66). | Molecuul | Verschil in E.N. | µ (D) | | :------- | :--------------- | :---- | | H₂ | 0 | 0 | | Cl₂ | 0 | 0 | | HF | 1.9 | 1.92 | | HCl | 0.9 | 1.08 | | HBr | 0.7 | 0.8 | | HI | 0.4 | 0.42 | **Polariteit van moleculen:** * **Koolstofdioxide (CO₂):** De bindingen zijn polair door de hogere E.N. van zuurstof, maar de molecule is lineair en symmetrisch, waardoor de twee dipolen elkaar opheffen en het netto dipoolmoment nul is (apolaire molecule) [67](#page=67). * **Water (H₂O):** De bindingen zijn polair, en de molecule is hoekig. De dipolen heffen elkaar niet op, wat resulteert in een netto dipoolmoment (polaire molecule) [67](#page=67). * **CCl₄:** Heeft polaire bindingen maar is symmetrisch, waardoor het apolair is [68](#page=68). * **CHCl₃:** Door vervanging van één Cl door H is de molecule asymmetrisch en dus polair [68](#page=68). **Algemene regel voor het afleiden van de polariteit van een molecule:** [69](#page=69). * Enkelvoudige stoffen zijn altijd apolair [69](#page=69). * Samengestelde stoffen: * Symmetrische moleculen zijn apolair [69](#page=69). * Asymmetrische moleculen zijn polair [69](#page=69). **Toepassing (NH₃):** * De Lewisformule van NH₃ leidt tot een sterisch getal van 4. De geometrie is een driezijdige piramide, wat resulteert in een polaire molecule [71](#page=71). ### 4.12 Elektronenpromotie Elektronenpromotie is het proces waarbij een atoom energie opneemt om een elektron van een lager energieniveau naar een hoger, leeg orbitaal te verplaatsen. Dit gebeurt om meer ongepaarde elektronen te creëren, wat leidt tot de vorming van meer covalente bindingen en een stabielere toestand door de vorming van molecuulorbitalen [72](#page=72). * **Beryllium (Be):** In de aangeslagen toestand kan Be twee halfgevulde orbitalen hebben, wat de vorming van twee covalente bindingen mogelijk maakt [73](#page=73). * **Boor (B):** Door promotie kan boor drie covalente bindingen aangaan [73](#page=73). * **Koolstof (C):** Promotie van een elektron in koolstof leidt tot vier halfgevulde orbitalen, waardoor koolstof vier covalente bindingen kan vormen [74](#page=74). * **Stikstof (N):** Stikstof heeft vijf valentie-elektronen en geen leeg p-orbitaal om een elektron te promoveren; dit vereist te veel energie [74](#page=74). * **Fosfor (P):** Fosfor kan een s-elektron promoveren naar een d-orbitaal op hetzelfde niveau, waardoor het drie covalente bindingen kan aangaan [74](#page=74). --- # Krachten tussen moleculen en hun invloed Dit deel behandelt de verschillende typen intermoleculaire krachten zoals dipool-dipoolkrachten, waterstofbruggen en Londonkrachten, en hun invloed op de fysische eigenschappen van vloeistoffen en vaste stoffen. ### 5.1 Overzicht van moleculaire krachten Moleculaire krachten worden ingedeeld in intramoleculaire en intermoleculaire krachten. Intramoleculaire krachten houden atomen binnen een molecuul bij elkaar, zoals de ionbinding, covalente binding en metaalbinding. Intermoleculaire krachten zijn de krachten die tussen verschillende moleculen werken en bepalen de fysische eigenschappen van stoffen. De belangrijkste typen intermoleculaire krachten zijn dipool-dipoolkrachten, waterstofbruggen en Londonkrachten [75](#page=75). ### 5.2 Dipoolkrachten Dipoolkrachten, ook wel dipool-dipoolinteracties genoemd, ontstaan tussen polaire moleculen. Polaire moleculen hebben een permanente dipool als gevolg van ongelijke verdeling van elektronen. Bijvoorbeeld, in een waterstofchloride (HCl) molecuul heeft het chlooratoom een partiële negatieve lading (𝛿-) en het waterstofatoom een partiële positieve lading (𝛿+). De 𝛿+ kant van de ene molecule wordt aangetrokken door de 𝛿- kant van een naburige molecule. De sterkte van deze krachten is afhankelijk van de polariteit van de moleculen [76](#page=76). ### 5.3 Waterstofbruggen Waterstofbruggen zijn een speciaal type dipoolkracht die sterker is dan gewone dipoolkrachten. Ze ontstaan wanneer een waterstofatoom gebonden is aan een zeer elektronegatief atoom (zoals zuurstof, stikstof of fluor) dat vrije elektronenparen heeft. In een molecule met bijvoorbeeld een waterstofatoom gebonden aan een zuurstofatoom, wordt het H-atoom aangetrokken door het zuurstofatoom van een naburige molecule. Het H-atoom vormt als het ware een brug tussen het covalent gebonden zuurstofatoom in zijn eigen molecule en het zuurstofatoom van de buurmolecule [77](#page=77). ### 5.4 Londonkrachten Londonkrachten, ook wel dispersiekrachten genoemd, zijn de zwakste intermoleculaire krachten en komen voor in alle moleculen, zowel polaire als apolaire. Ze ontstaan door de voortdurende beweging van elektronen binnen een molecule. Deze beweging kan leiden tot kortstondige, geïnduceerde dipolen in een molecule. Een kortstondige dipool kan vervolgens een dipool induceren in een naburige molecule. De aantrekkingskracht tussen deze kortstondige dipolen is de Londonkracht. De grootte van Londonkrachten neemt toe met de grootte van de molecule, omdat grotere moleculen meer elektronen hebben en dus makkelijker gepolariseerd kunnen worden [78](#page=78). ### 5.5 Invloed op fysische eigenschappen van vloeistoffen Intermoleculaire krachten hebben een significante invloed op de fysische eigenschappen van vloeistoffen [79](#page=79). #### 5.5.1 Dampspanning en kookpunt * **Dampspanning**: Dit is de gasdruk die wordt uitgeoefend wanneer een vloeistof overgaat naar de gasfase. Vloeistoffen met sterkere intermoleculaire krachten hebben een lagere dampspanning, omdat er meer energie nodig is om de moleculen uit de vloeibare fase te laten ontsnappen [80](#page=80). * **Kookpunt**: Dit is de temperatuur waarbij de dampspanning van de vloeistof gelijk is aan de druk boven de vloeistof. Vloeistoffen met sterkere intermoleculaire krachten hebben hogere kookpunten, omdat er meer energie (in de vorm van warmte) nodig is om de aantrekkingskrachten tussen de moleculen te overwinnen [80](#page=80). #### 5.5.2 Oppervlaktespanning en capillariteit * **Oppervlaktespanning**: Dit is de energie die nodig is om het oppervlak van een vloeistof met een eenheid te verhogen. Hoe sterker de intermoleculaire krachten (IMK) in een vloeistof, hoe hoger de oppervlaktespanning, omdat de moleculen aan het oppervlak sterk naar elkaar toegetrokken worden [81](#page=81). * **Capillariteit**: Dit fenomeen is het gevolg van het verschil tussen de interacties van vloeistofmoleculen onderling (cohesie) en de interacties tussen de vloeistofmoleculen en de moleculen van een ander oppervlak (adhesie). Het manifesteert zich als het opstijgen van een vloeistof in een smalle buis (capillair) [81](#page=81). #### 5.5.3 Viscositeit Viscositeit is een maat voor de weerstand van een vloeistof tegen het stromen. Vloeistoffen met sterkere intermoleculaire krachten hebben een hogere viscositeit, omdat de moleculen sterker aan elkaar gebonden zijn en meer weerstand bieden tegen beweging [81](#page=81). ### 5.6 Invloed op vaste stoffen Intermoleculaire krachten spelen ook een cruciale rol in de eigenschappen van vaste stoffen. De sterkte van deze krachten bepaalt of een stof kristallijn (met een geordende structuur) of amorf (zonder geordende structuur) is. De verschillende typen kristallijne stoffen worden ingedeeld op basis van de aard van de intermoleculaire krachten die hun structuur bij elkaar houden. Dit heeft directe gevolgen voor fysische eigenschappen zoals smeltpunt, hardheid en elektrische geleidbaarheid [82](#page=82). ### 5.7 Toepassingen in oplossingen In oplossingen zijn diverse intermoleculaire krachten werkzaam, waaronder ion-dipoolinteracties, dipool-dipoolinteracties, waterstofbruggen, ion-geïnduceerde-dipoolinteracties, dipool-geïnduceerde-dipoolinteracties en dispersiekrachten (Londonkrachten). Deze krachten bepalen de oplosbaarheid van stoffen, volgens het principe "soort lost op in soort" [84](#page=84). ### 5.8 Voorbeelden van intermoleculaire krachten Het identificeren van de belangrijkste intermoleculaire krachten in verschillende moleculen is een belangrijke toepassing van deze concepten [85](#page=85). > **Voorbeeld:** > > * **Dibroom (Br₂)**: Dibroom is een apolaire molecule. De enige intermoleculaire krachten die aanwezig zijn, zijn daarom Londonkrachten [85](#page=85). > * **Tetrachloormethaan (CCl₄)**: Tetrachloormethaan is een apolaire molecule, ondanks dat de C-Cl bindingen polair zijn, heffen de dipolen elkaar op door de symmetrische tetraëdrische structuur. De intermoleculaire krachten zijn dus Londonkrachten [85](#page=85). > * **Zwavelzuur (H₂SO₄, met H gebonden aan O)**: Zwavelzuur is een zeer polaire molecule met waterstofatomen gebonden aan zuurstofatomen. Daarom zijn waterstofbruggen de dominante intermoleculaire krachten, naast dipool-dipoolinteracties en Londonkrachten [85](#page=85). --- # Metaalbinding en legeringen Dit onderwerp behandelt de aard van metaalbinding, de fundamentele eigenschappen van metalen en de vorming van legeringen. ### 5.1 Metaalbinding Metaalbinding is de chemische binding die voorkomt tussen atomen van metalen. Metalen worden gekenmerkt door het bezit van één, twee, of drie valentie-elektronen. Deze atomen hebben de neiging om hun valentie-elektronen af te staan, wat resulteert in de vorming van positief geladen metaalionen. De afgestane valentie-elektronen vormen een zogenaamde elektronenzee, waarin de elektronen vrij rondzwerven en gedelokaliseerd zijn. Deze elektronenzee is verantwoordelijk voor het bij elkaar houden van de metaalionen [89](#page=89). De metaalionen vormen een geordend rooster, dat typisch een dichtste bolstapeling vertoont [89](#page=89). #### 5.1.1 Eigenschappen van metalen De specifieke aard van de metaalbinding resulteert in kenmerkende eigenschappen van metalen: * **Glans:** Metalen vertonen een sterke glans omdat de gedelokaliseerde elektronen licht weerkaatsen [90](#page=90). * **Brosheid:** Ondanks de aantrekking tussen de metaalionen en de elektronenzee, kunnen lagen in het metaalrooster relatief makkelijk splijten, wat bijdraagt aan de brosheid van sommige metalen [90](#page=90). * **Geleidbaarheid:** Metalen zijn uitstekende geleiders van zowel elektriciteit als warmte, een eigenschap die direct voortkomt uit de bewegingsvrijheid van de gedelokaliseerde elektronen [90](#page=90). * **Smelt- en kookpunt:** Metalen hebben over het algemeen hoge smelt- en kookpunten, wat wijst op de sterke aantrekkingskrachten binnen de metaalbinding [90](#page=90). ### 5.2 Legeringen Legeringen zijn mengsels van metalen die ontstaan wanneer metalen onderling worden gemengd in vloeibare toestand. In tegenstelling tot de directe reactie tussen niet-metalen, smelten metalen samen om legeringen te vormen [91](#page=91). > **Voorbeeld:** > > * **Brons:** Een legering van koper en tin [91](#page=91). > * **Commercieel goud:** Een legering van goud met koper [91](#page=91). > * **Roestvrij staal:** Een legering van ijzer met een toevoeging van ongeveer 18% chroom en 8% nikkel [91](#page=91). --- ## 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 | |------|------------| | Valentie-elektronen | Dit zijn de elektronen in de buitenste schil van een atoom die bepalend zijn voor het chemisch gedrag van dat atoom en betrokken zijn bij chemische reacties en bindingen. | | Edelgasconfiguratie | Een stabiele elektronenschilbezetting die gelijk is aan die van de edelgassen, met name acht elektronen in de buitenste schil (octetstructuur), wat de neiging van atomen om deze configuratie te bereiken verklaart door middel van chemische bindingen. | | Octetstructuur | De neiging van atomen om acht valentie-elektronen te verkrijgen in hun buitenste schil om een stabiele configuratie te bereiken, vergelijkbaar met de edelgassen (behalve helium). | | Ionbinding | Een chemische binding die ontstaat door de elektrostatische aantrekking tussen positief geladen ionen (kationen) en negatief geladen ionen (anionen), vaak gevormd door de overdracht van valentie-elektronen van een metaal naar een niet-metaal. | | Anion | Een atoom of molecuul dat een negatieve lading heeft gekregen door het opnemen van één of meer elektronen. | | Kation | Een atoom of molecuul dat een positieve lading heeft gekregen door het afstaan van één of meer elektronen. | | Ionisatie-energie (I.E.) | De energie die nodig is om één of meer elektronen uit een neutraal gasvormig atoom of ion te verwijderen om een positief geladen ion te vormen. | | Elektronaffiniteit (E.A.) | De energie die vrijkomt of geabsorbeerd wordt wanneer een elektron wordt toegevoegd aan een neutraal gasvormig atoom om een negatief geladen ion te vormen. | | Roosterenergie (Er) | De energieverandering die optreedt wanneer individuele gasvormige ionen samengebracht worden om een ionaire vaste stof te vormen, wat een maat is voor de sterkte van de ionbinding. | | Covalente binding | Een chemische binding waarbij atomen elektronenparen delen om een stabiele elektronenschilconfiguratie te bereiken; deze binding komt typisch voor tussen niet-metalen. | | Apolair | Een molecuul of binding waarbij de elektronen gelijkmatig verdeeld zijn en er geen netto ladingsverschil is; dit geldt bijvoorbeeld voor bindingen tussen identieke atomen of symmetrische moleculen. | | Polair | Een molecuul of binding waarbij er een ongelijke verdeling van elektronen is, wat resulteert in partieel positieve en negatieve ladingen; dit treedt op bij bindingen tussen atomen met verschillende elektronegativiteiten. | | Donor-acceptor type | Een type covalente binding waarbij één atoom (de donor) een elektronenpaar levert en een ander atoom (de acceptor) dit paar accepteert om een binding te vormen. | | Lewisformule | Een weergave van de valentie-elektronen rondom de atoomkernen in een molecuul, waarbij stippen en streepjes worden gebruikt om vrije elektronenparen en bindende elektronenparen aan te duiden. | | Mesomerie (Resonantie) | Een fenomeen waarbij een aantal elektronen binnen een molecuul of ion verdeeld zijn over meerdere atoomkernen, wat leidt tot meerdere resonantiestructuren die samen de werkelijke structuur representeren. | | Sterisch getal (SG) | De som van het aantal atomen dat gebonden is aan een centraal atoom en het aantal vrije (niet-bindende) elektronenparen rond dat centrale atoom, wat de geometrie van het molecuul bepaalt. | | Bindingshoek | De hoek tussen twee covalente bindingen die vanuit hetzelfde centrale atoom vertrekken, beïnvloed door de aanwezigheid van vrije elektronenparen. | | Bindingslengte | De afstand tussen de kernen van twee atomen die door een covalente binding zijn verbonden; kortere bindingen zijn over het algemeen sterker. | | Bindingsenergie | De energie die nodig is om een covalente binding te verbreken, uitgedrukt per mol bindingen; een hogere bindingsenergie duidt op een sterkere binding. | | Elektronegativiteit (E.N.) | Een maat voor het vermogen van een atoom om elektronen naar zich toe te trekken in een chemische binding; een groter verschil in E.N. tussen twee atomen leidt tot een meer polaire binding. | | Dipoolmoment (µ) | Een vectorgrootheid die de polariteit van een molecuul aangeeft; het is het product van de lading en de afstand tussen de ladingen, en wordt uitgedrukt in Debye-eenheden. | | Londonkrachten | Zwakke intermoleculaire krachten die ontstaan door tijdelijke fluctuaties in de elektronendichtheid, wat leidt tot kortstondige dipolen die dipolen in naburige moleculen kunnen induceren. | | Metaalbinding | Een chemische binding die kenmerkend is voor metalen, waarbij metaalkationen zijn geordend in een rooster en worden bijeengehouden door een "elektronenzee" van gedelokaliseerde valentie-elektronen. | | Legering | Een mengsel van twee of meer metalen, of een metaal met één of meer andere elementen, dat wordt gevormd door de metalen in vloeibare toestand te mengen. |