Les 1.
Covalente bindingen ontstaan doordat atomen elektronen delen om een volle valentie-
schil te bereiken.
Atomen streven naar volle valentie-schillen, wat ze bereiken door elektronen te delen.
Elektronen komen hierbij voor in paren.
Een voorbeeld hiervan is een watermolecuul (H2O), waarbij één zuurstofatoom (O)
twee waterstofatomen (H) bindt door elektronen te delen, zoals weergegeven in de
afbeelding.
Een covalente binding ontstaat door een balans tussen aantrekkings- en
afstotingskrachten tussen atomen.
De positief geladen kernen van atomen stoten elkaar af. Tegelijkertijd worden de elektronen
door beide kernen aangetrokken. Doordat de aantrekkingskracht groter is dan de afstotende
kracht, ontstaat er een binding.
Er zijn drie hoofdsoorten chemische bindingen: ionbinding, polaire covalente binding en
apolaire covalente binding.
Elektronegativiteit is de eigenschap van een atoom die aangeeft hoe sterk het 'trekt' aan de
gedeelde elektronen.
Ionbinding (Ionic): Deze binding ontstaat tussen atomen met een groot verschil in
elektronegativiteit. Elektronen worden volledig overgedragen, wat resulteert in
volledige ladingen (full charges), zoals te zien is bij 𝐍𝐚+ 𝐂𝐥− of 𝐌+ 𝐗−.
Natriumchloride (NaCl) is een verbinding van de elementen natrium en chloride,
gevormd door een sterke ionbinding tussen 𝐍𝐚+ en 𝐂𝐥− ionen.
Polaire covalente binding (Polar covalent): Deze binding ontstaat tussen atomen
met een matig verschil in elektronegativiteit. Elektronen worden ongelijk verdeeld,
wat resulteert in partiële ladingen (partieel charges), aangeduid als 𝛅+ 𝐇− 𝐂𝐥 𝛅− of 𝛅+
𝐘− 𝐗 𝛅−
Apolaire covalente binding (Nonpolar covalent): Deze binding ontstaat tussen
atomen met een verwaarloosbaar of geen verschil in elektronegativiteit (elektronisch
symmetrisch). Elektronen worden gelijk verdeeld, zoals bij 𝐂𝐥− 𝐂𝐥 of 𝐗∶ 𝐗.
,De elektronegativiteit neemt toe van links naar rechts in een periode en neemt af van
boven naar beneden in een groep.
Elektronegativiteit is een maat voor de neiging van een atoom om elektronen naar zich toe te
trekken. De trends in het periodiek systeem zijn als volgt:
Van links naar rechts: De elektronegativiteit neemt toe naarmate men zich dichter bij
een volle valentieschil bevindt, waardoor atomen harder aan elektronen trekken. Fluor
(F) is het meest elektronegatieve element met een waarde van 4.0.
Van boven naar beneden: De elektronegativiteit neemt af door de toenemende
atoomstraal en afscherming van de kernlading door extra elektronenschillen. Cesium
(Cs) is een van de minst elektronegatieve elementen met een waarde van 0.7.
Elk element heeft een karakteristieke elektronegativiteit. Als twee atomen van verschillende
elementen een binding vormen, bepaalt het verschil in elektronegativiteit (ΔEN) het karakter
van de binding. Er zijn drie opties:
ΔEN≤0,4: Apolair covalente binding.
0,5≤ΔEN≤2,0: Polair covalente binding (deel, of 𝛿 ladingen).
ΔEN>2,0: Ionbinding (echte ladingen).
Elektronegativiteit: Elektronegativiteit is een maat voor de neiging van een atoom
om elektronen naar zich toe te trekken in een chemische binding. De waarden variëren
van 2,1 (H, P) tot 3,5 (O).
Octetregel: De octetregel, die stelt dat atomen (behalve waterstof) ernaar streven acht
elektronen in hun buitenste schil te hebben om een stabiele configuratie te
bereiken. Dit wordt bereikt door bindingen te vormen. De afbeelding benadrukt
specifiek dat koolstof (C) doorgaans "4 bindingen" aangaat om aan deze regel te
voldoen, wat ook wordt getoond in het histidine-molecuul.
,Koolstof heeft vier valentie-elektronen en kan deze verliezen in redoxreacties of delen in
bindingen.
Koolstof heeft van nature 4 elektronen in de buitenste schil, ook wel de valentieschil
genoemd. Door deze configuratie kan koolstof maximaal vier covalente bindingen vormen
met andere atomen.
In reacties (Redoxreactie): Koolstof kan 'makkelijk' 4 elektronen verliezen, wat
resulteert in een lading van +4.
Bij bindingen (Organische moleculen): Koolstof krijgt er 4 (gedeelde) elektronen bij
door covalente bindingen aan te gaan, waarbij elektronenparen worden gedeeld. Een
koolstof-koolstofbinding is een covalente binding tussen twee C-atomen.
De afbeelding legt het verschil uit tussen apolaire en polaire moleculen op basis van de
aanwezige bindingen met koolstof.
De afbeelding illustreert het concept van moleculaire polariteit door twee voorbeelden te
vergelijken: hexaan en D-glucose.
Non-polair covalent: De afbeelding toont dat bindingen tussen koolstof (C) en
waterstof (H) als non-polair covalent worden beschouwd. Omdat hexaan uitsluitend
uit deze bindingen bestaat, is het een apolair molecuul.
Polair covalent: Bindingen met zuurstof (O), stikstof (N), sulfaat, of fosfaat worden
als polair covalent beschouwd. D-glucose bevat, naast C-C en C-H bindingen, ook C-
O en O-H bindingen. De aanwezigheid van deze polaire bindingen en de resulterende
ongelijke ladingsverdeling maken D-glucose een polair molecuul.
De polariteit van een molecuul beïnvloedt eigenschappen zoals oplosbaarheid; polaire stoffen
lossen goed op in polaire oplosmiddelen (zoals water), terwijl apolaire stoffen goed oplossen
in apolaire oplosmiddelen.
Bewegingswijzen van elektronen: Elektronen kunnen op verschillende manieren
bewegen, wat hun energieniveau beïnvloedt:
, o Tussen moleculen: Dit gebeurt tijdens een redoxreactie.
o Tussen atomen: Dit is gerelateerd aan het aangaan van chemische bindingen.
o In dezelfde elektronenschil: Beweging binnen een specifiek energieniveau.
o Tussen elektronenschillen: Overgang tussen verschillende energieniveaus.
Energieniveaus en overgangen: Het diagram illustreert de overgang tussen
elektronenschillen (energieniveaus) rond een atoomkern:
o Energie opnemen: Wanneer een elektron van een lagere schil (bijvoorbeeld
'First shell', laagste energieniveau) naar een hogere schil (bijvoorbeeld 'Second
shell' of 'Third shell', hogere energieniveaus) springt, absorbeert de energie.
o Energie verliezen: Wanneer een elektron terugvalt van een hogere schil naar
een lagere schil, zendt de energie uit (verliest de energie).
Bindingsdissociatie-energie (D), de energie die nodig is om een chemische binding te
verbreken.
Verbreken van bindingen: Het verbreken van bindingen kost energie (endo-
energetisch proces). Dit wordt geïllustreerd door het H-H molecuul: 436 kJ/mol moet
worden geabsorbeerd om de binding te verbreken en de energietoestand te verhogen.
Vormen van bindingen: Het vormen van bindingen levert (vrije) energie op (exo-
energetisch proces). Wanneer twee H-atomen een H-H binding vormen, komt 436
kJ/mol vrij en daalt de energietoestand.
Tabel: De tabel toont gemiddelde bindingsdissociatie-energieën (D) in kJ/mol voor
verschillende enkelvoudige en meervoudige covalente bindingen. Deze waarden geven
de sterkte van de bindingen aan; hogere waarden betekenen sterkere bindingen.
De afbeelding illustreert de energieverandering (enthalpie) die optreedt tijdens de
verbrandingsreactie van ethaan (C2H6) met zuurstof (O2).
Reactievergelijking: De getoonde reactie is C2H6 +7 O2 → 2 CO2 + 3 H2O.
Covalente bindingen ontstaan doordat atomen elektronen delen om een volle valentie-
schil te bereiken.
Atomen streven naar volle valentie-schillen, wat ze bereiken door elektronen te delen.
Elektronen komen hierbij voor in paren.
Een voorbeeld hiervan is een watermolecuul (H2O), waarbij één zuurstofatoom (O)
twee waterstofatomen (H) bindt door elektronen te delen, zoals weergegeven in de
afbeelding.
Een covalente binding ontstaat door een balans tussen aantrekkings- en
afstotingskrachten tussen atomen.
De positief geladen kernen van atomen stoten elkaar af. Tegelijkertijd worden de elektronen
door beide kernen aangetrokken. Doordat de aantrekkingskracht groter is dan de afstotende
kracht, ontstaat er een binding.
Er zijn drie hoofdsoorten chemische bindingen: ionbinding, polaire covalente binding en
apolaire covalente binding.
Elektronegativiteit is de eigenschap van een atoom die aangeeft hoe sterk het 'trekt' aan de
gedeelde elektronen.
Ionbinding (Ionic): Deze binding ontstaat tussen atomen met een groot verschil in
elektronegativiteit. Elektronen worden volledig overgedragen, wat resulteert in
volledige ladingen (full charges), zoals te zien is bij 𝐍𝐚+ 𝐂𝐥− of 𝐌+ 𝐗−.
Natriumchloride (NaCl) is een verbinding van de elementen natrium en chloride,
gevormd door een sterke ionbinding tussen 𝐍𝐚+ en 𝐂𝐥− ionen.
Polaire covalente binding (Polar covalent): Deze binding ontstaat tussen atomen
met een matig verschil in elektronegativiteit. Elektronen worden ongelijk verdeeld,
wat resulteert in partiële ladingen (partieel charges), aangeduid als 𝛅+ 𝐇− 𝐂𝐥 𝛅− of 𝛅+
𝐘− 𝐗 𝛅−
Apolaire covalente binding (Nonpolar covalent): Deze binding ontstaat tussen
atomen met een verwaarloosbaar of geen verschil in elektronegativiteit (elektronisch
symmetrisch). Elektronen worden gelijk verdeeld, zoals bij 𝐂𝐥− 𝐂𝐥 of 𝐗∶ 𝐗.
,De elektronegativiteit neemt toe van links naar rechts in een periode en neemt af van
boven naar beneden in een groep.
Elektronegativiteit is een maat voor de neiging van een atoom om elektronen naar zich toe te
trekken. De trends in het periodiek systeem zijn als volgt:
Van links naar rechts: De elektronegativiteit neemt toe naarmate men zich dichter bij
een volle valentieschil bevindt, waardoor atomen harder aan elektronen trekken. Fluor
(F) is het meest elektronegatieve element met een waarde van 4.0.
Van boven naar beneden: De elektronegativiteit neemt af door de toenemende
atoomstraal en afscherming van de kernlading door extra elektronenschillen. Cesium
(Cs) is een van de minst elektronegatieve elementen met een waarde van 0.7.
Elk element heeft een karakteristieke elektronegativiteit. Als twee atomen van verschillende
elementen een binding vormen, bepaalt het verschil in elektronegativiteit (ΔEN) het karakter
van de binding. Er zijn drie opties:
ΔEN≤0,4: Apolair covalente binding.
0,5≤ΔEN≤2,0: Polair covalente binding (deel, of 𝛿 ladingen).
ΔEN>2,0: Ionbinding (echte ladingen).
Elektronegativiteit: Elektronegativiteit is een maat voor de neiging van een atoom
om elektronen naar zich toe te trekken in een chemische binding. De waarden variëren
van 2,1 (H, P) tot 3,5 (O).
Octetregel: De octetregel, die stelt dat atomen (behalve waterstof) ernaar streven acht
elektronen in hun buitenste schil te hebben om een stabiele configuratie te
bereiken. Dit wordt bereikt door bindingen te vormen. De afbeelding benadrukt
specifiek dat koolstof (C) doorgaans "4 bindingen" aangaat om aan deze regel te
voldoen, wat ook wordt getoond in het histidine-molecuul.
,Koolstof heeft vier valentie-elektronen en kan deze verliezen in redoxreacties of delen in
bindingen.
Koolstof heeft van nature 4 elektronen in de buitenste schil, ook wel de valentieschil
genoemd. Door deze configuratie kan koolstof maximaal vier covalente bindingen vormen
met andere atomen.
In reacties (Redoxreactie): Koolstof kan 'makkelijk' 4 elektronen verliezen, wat
resulteert in een lading van +4.
Bij bindingen (Organische moleculen): Koolstof krijgt er 4 (gedeelde) elektronen bij
door covalente bindingen aan te gaan, waarbij elektronenparen worden gedeeld. Een
koolstof-koolstofbinding is een covalente binding tussen twee C-atomen.
De afbeelding legt het verschil uit tussen apolaire en polaire moleculen op basis van de
aanwezige bindingen met koolstof.
De afbeelding illustreert het concept van moleculaire polariteit door twee voorbeelden te
vergelijken: hexaan en D-glucose.
Non-polair covalent: De afbeelding toont dat bindingen tussen koolstof (C) en
waterstof (H) als non-polair covalent worden beschouwd. Omdat hexaan uitsluitend
uit deze bindingen bestaat, is het een apolair molecuul.
Polair covalent: Bindingen met zuurstof (O), stikstof (N), sulfaat, of fosfaat worden
als polair covalent beschouwd. D-glucose bevat, naast C-C en C-H bindingen, ook C-
O en O-H bindingen. De aanwezigheid van deze polaire bindingen en de resulterende
ongelijke ladingsverdeling maken D-glucose een polair molecuul.
De polariteit van een molecuul beïnvloedt eigenschappen zoals oplosbaarheid; polaire stoffen
lossen goed op in polaire oplosmiddelen (zoals water), terwijl apolaire stoffen goed oplossen
in apolaire oplosmiddelen.
Bewegingswijzen van elektronen: Elektronen kunnen op verschillende manieren
bewegen, wat hun energieniveau beïnvloedt:
, o Tussen moleculen: Dit gebeurt tijdens een redoxreactie.
o Tussen atomen: Dit is gerelateerd aan het aangaan van chemische bindingen.
o In dezelfde elektronenschil: Beweging binnen een specifiek energieniveau.
o Tussen elektronenschillen: Overgang tussen verschillende energieniveaus.
Energieniveaus en overgangen: Het diagram illustreert de overgang tussen
elektronenschillen (energieniveaus) rond een atoomkern:
o Energie opnemen: Wanneer een elektron van een lagere schil (bijvoorbeeld
'First shell', laagste energieniveau) naar een hogere schil (bijvoorbeeld 'Second
shell' of 'Third shell', hogere energieniveaus) springt, absorbeert de energie.
o Energie verliezen: Wanneer een elektron terugvalt van een hogere schil naar
een lagere schil, zendt de energie uit (verliest de energie).
Bindingsdissociatie-energie (D), de energie die nodig is om een chemische binding te
verbreken.
Verbreken van bindingen: Het verbreken van bindingen kost energie (endo-
energetisch proces). Dit wordt geïllustreerd door het H-H molecuul: 436 kJ/mol moet
worden geabsorbeerd om de binding te verbreken en de energietoestand te verhogen.
Vormen van bindingen: Het vormen van bindingen levert (vrije) energie op (exo-
energetisch proces). Wanneer twee H-atomen een H-H binding vormen, komt 436
kJ/mol vrij en daalt de energietoestand.
Tabel: De tabel toont gemiddelde bindingsdissociatie-energieën (D) in kJ/mol voor
verschillende enkelvoudige en meervoudige covalente bindingen. Deze waarden geven
de sterkte van de bindingen aan; hogere waarden betekenen sterkere bindingen.
De afbeelding illustreert de energieverandering (enthalpie) die optreedt tijdens de
verbrandingsreactie van ethaan (C2H6) met zuurstof (O2).
Reactievergelijking: De getoonde reactie is C2H6 +7 O2 → 2 CO2 + 3 H2O.
