Samenvatting Scheikunde H2 Chemische
Bindingen
2.1: atoombinding
Metalen kunnen elektronen afstaan of opnemen om de edelgasconfiguratie
te krijgen. Niet-metalen krijgen de edelgasconfiguratie door een
elektronenpaar met een ander atoom te delen. Bij het delen van 2
elektronen ontstaat er een gemeenschappelijk elektronenpaar. Als de
2 atomen dicht bij elkaar zitten, veroorzaakt dit een atoombinding
doordat het elektronenpaar ze met elkaar verbindt.
Stoffen die op microniveau uit moleculen bestaan, worden op macroniveau
moleculaire stoffen genoemd. Een molecuulformule geeft aan welke en
hoeveel atomen zich hier bevinden en een structuurformule geeft aan hoe
zij zich onderling verbinden.
Het aantal atoombindingen dat een atoom kan vormen om de
edelgasconfiguratie te krijgen, wordt de covalentie van het atoom
genoemd. Daarom wordt een atoombinding ook wel een covalente binding
genoemd.
Bij niet-metalen: covalentie = aantal plekken verwijdert van groep
18 (edelgassen)
Wanneer een atoombinding wordt gevormd/verbroken is er sprake van een
chemische reactie. Het verbreken kost energie en het vormen levert
energie op.
Moleculaire stoffen zijn meestal opgebouwd uit meerdere verschillende
atoomsoorten. Als het is opgebouwd uit 1 atoomsoort, is het een
element. Met het ezelsbruggetje HONClBrIF heb je een rijtje met alle
elementen waarvan de moleculen uit 2 identieke atomen bestaan.
2.2: bindingen tussen moleculen
In de vaste fase zitten moleculen op microniveau meestal netjes
opgestapeld in een molecuulrooster. Bij een stijgende temperatuur gaan
de deeltje harder trillen waardoor de afstand tot elkaar groter wordt, en de
bindingen tussen de moleculen zwakker worden. Als de temperatuur
boven het kookpunt komt, worden de bindingen verbroken.
Moleculaire stoffen komen in verschillende fasen voor. De binding die
moleculen in de vast en vloeibare fase bij elkaar houdt, heet de
vanderwaalsbindingen. Deze binding is dus een binding tussen
moleculen. De sterkte van de binding is afhankelijk van:
1. De molecuulmassa
2. Het contactoppervlak tussen de moleculen
Bindingen
2.1: atoombinding
Metalen kunnen elektronen afstaan of opnemen om de edelgasconfiguratie
te krijgen. Niet-metalen krijgen de edelgasconfiguratie door een
elektronenpaar met een ander atoom te delen. Bij het delen van 2
elektronen ontstaat er een gemeenschappelijk elektronenpaar. Als de
2 atomen dicht bij elkaar zitten, veroorzaakt dit een atoombinding
doordat het elektronenpaar ze met elkaar verbindt.
Stoffen die op microniveau uit moleculen bestaan, worden op macroniveau
moleculaire stoffen genoemd. Een molecuulformule geeft aan welke en
hoeveel atomen zich hier bevinden en een structuurformule geeft aan hoe
zij zich onderling verbinden.
Het aantal atoombindingen dat een atoom kan vormen om de
edelgasconfiguratie te krijgen, wordt de covalentie van het atoom
genoemd. Daarom wordt een atoombinding ook wel een covalente binding
genoemd.
Bij niet-metalen: covalentie = aantal plekken verwijdert van groep
18 (edelgassen)
Wanneer een atoombinding wordt gevormd/verbroken is er sprake van een
chemische reactie. Het verbreken kost energie en het vormen levert
energie op.
Moleculaire stoffen zijn meestal opgebouwd uit meerdere verschillende
atoomsoorten. Als het is opgebouwd uit 1 atoomsoort, is het een
element. Met het ezelsbruggetje HONClBrIF heb je een rijtje met alle
elementen waarvan de moleculen uit 2 identieke atomen bestaan.
2.2: bindingen tussen moleculen
In de vaste fase zitten moleculen op microniveau meestal netjes
opgestapeld in een molecuulrooster. Bij een stijgende temperatuur gaan
de deeltje harder trillen waardoor de afstand tot elkaar groter wordt, en de
bindingen tussen de moleculen zwakker worden. Als de temperatuur
boven het kookpunt komt, worden de bindingen verbroken.
Moleculaire stoffen komen in verschillende fasen voor. De binding die
moleculen in de vast en vloeibare fase bij elkaar houdt, heet de
vanderwaalsbindingen. Deze binding is dus een binding tussen
moleculen. De sterkte van de binding is afhankelijk van:
1. De molecuulmassa
2. Het contactoppervlak tussen de moleculen
