INTERATOMAIRE VERBINDINGEN: KENMERKEN EN TYPEN - CHEMIE - 2026

De interatomaire binding is de chemische binding die ontstaat tussen atomen om moleculen te produceren. Hoewel wetenschappers het er tegenwoordig over het algemeen over eens zijn dat elektronen niet rond de kern draaien, werd door de geschiedenis heen gedacht dat elk elektron rond de kern van een atoom cirkelde in een aparte schil.

Tegenwoordig hebben wetenschappers geconcludeerd dat elektronen over specifieke gebieden van het atoom zweven en geen banen vormen, maar de valentieschil wordt nog steeds gebruikt om de beschikbaarheid van elektronen te beschrijven.

Figuur 1: atomen die via chemische bindingen met elkaar in wisselwerking staan.

Linus Pauling droeg bij tot het moderne begrip van chemische binding door het boek "The Nature of Chemical Bonding" te schrijven, waarin hij ideeën verzamelde van Sir Isaac Newton, Étienne François Geoffroy, Edward Frankland en in het bijzonder Gilbert N. Lewis.

Daarin bracht hij de fysica van de kwantummechanica in verband met de chemische aard van de elektronische interacties die optreden wanneer chemische bindingen worden gemaakt.

Paulings werk concentreerde zich op het vaststellen dat echte ionische bindingen en covalente bindingen aan de uiteinden van een bindingsspectrum liggen, en dat de meeste chemische bindingen tussen die uitersten worden ingedeeld.

Pauling ontwikkelde verder een glijdende schaal van het bindingstype die wordt beheerst door de elektronegativiteit van de atomen die bij de binding betrokken zijn.

Paulings immense bijdragen aan ons moderne begrip van chemische binding leidden ertoe dat hij in 1954 de Nobelprijs kreeg voor "onderzoek naar de aard van chemische binding en de toepassing ervan op de opheldering van de structuur van complexe stoffen".

Levende wezens zijn opgebouwd uit atomen, maar in de meeste gevallen zweven die atomen niet alleen afzonderlijk. In plaats daarvan hebben ze normaal gesproken interactie met andere atomen (of groepen atomen).

Atomen kunnen bijvoorbeeld worden verbonden door sterke bindingen en worden georganiseerd in moleculen of kristallen. Of ze kunnen tijdelijke, zwakke banden vormen met andere atomen die ermee in botsing komen.

Zowel de sterke bindingen die moleculen binden als de zwakke bindingen die tijdelijke verbindingen creëren, zijn essentieel voor de chemie van ons lichaam en voor het bestaan ​​van het leven zelf.

Atomen hebben de neiging om zichzelf te organiseren in de meest stabiele patronen die mogelijk zijn, wat betekent dat ze de neiging hebben om hun buitenste elektronenbanen te voltooien of te vullen.

Ze binden zich met andere atomen om precies dat te doen. De kracht die atomen bij elkaar houdt in verzamelingen die bekend staan ​​als moleculen, staat bekend als een chemische binding.

Soorten interatomaire chemische bindingen

Metalen binding

De metalen binding is de kracht die de atomen bij elkaar houdt in een pure metalen substantie. Zo'n vaste stof bestaat uit dicht opeengepakte atomen.

In de meeste gevallen overlapt de buitenste elektronenschil van elk van de metaalatomen een groot aantal naburige atomen. Als gevolg hiervan bewegen valentie-elektronen zich voortdurend van atoom naar atoom en zijn ze niet geassocieerd met een specifiek paar atomen.

Figuur 2: illustratie van een metalen band

Metalen hebben verschillende eigenschappen die uniek zijn, zoals het vermogen om elektriciteit te geleiden, lage ionisatie-energie en lage elektronegativiteit (ze geven dus gemakkelijk elektronen op, dat wil zeggen, het zijn kationen).

Hun fysische eigenschappen omvatten een glanzend (glanzend) uiterlijk, en ze zijn buigzaam en taai. Metalen hebben een kristallijne structuur. Metalen zijn echter ook kneedbaar en taai.

In de jaren 1900 bedacht Paul Drüde de elektron-zeetheorie door metalen te modelleren als een mengsel van atoomkernen (atoomkernen = positieve kernen + binnenste elektronenschil) en valentie-elektronen.

In dit model zijn de valentie-elektronen vrij, gedelokaliseerd, mobiel en niet geassocieerd met een bepaald atoom.

Ionbinding

Ionische bindingen zijn elektrostatisch van aard. Ze treden op wanneer een element met een positieve lading zich verbindt met een element met een negatieve lading door coulombische interacties.

Elementen met lage ionisatie-energieën hebben de neiging elektronen gemakkelijk te verliezen, terwijl elementen met een hoge elektronenaffiniteit de neiging hebben om ervoor te zorgen dat ze respectievelijk kationen en anionen produceren, die ionische bindingen vormen.

Verbindingen die ionische bindingen vertonen, vormen ionische kristallen waarin positieve en negatief geladen ionen dicht bij elkaar oscilleren, maar er is niet altijd een directe 1-1 correlatie tussen positieve en negatieve ionen.

Ionische bindingen kunnen meestal worden verbroken door hydrogenering of door toevoeging van water aan een verbinding.

Stoffen die bij elkaar worden gehouden door ionische bindingen (zoals natriumchloride) kunnen gewoonlijk scheiden in echt geladen ionen wanneer een externe kracht erop inwerkt, zoals wanneer ze in water worden opgelost.

Bovendien worden individuele atomen in vaste vorm niet aangetrokken tot een individuele buur, maar vormen ze in plaats daarvan gigantische netwerken die tot elkaar worden aangetrokken door elektrostatische interacties tussen de kern van elk atoom en aangrenzende valentie-elektronen.

De aantrekkingskracht tussen aangrenzende atomen geeft ionische vaste stoffen een uiterst geordende structuur die bekend staat als een ionenrooster, waarbij tegengesteld geladen deeltjes op één lijn liggen met elkaar om een ​​strak gebonden stijve structuur te creëren.

Figuur 3: natriumchloridekristal

Covalente binding

Covalente binding treedt op wanneer elektronenparen worden gedeeld door atomen. Atomen zullen covalent binden met andere atomen om meer stabiliteit te krijgen, wat wordt bereikt door een complete elektronenschil te vormen.

Door hun buitenste (valentie) elektronen te delen, kunnen atomen hun buitenste schil vullen met elektronen en stabiliteit krijgen.

Figuur 4: Lewis-diagram van de covalente binding van het stikstofmolecuul

Hoewel atomen elektronen delen als ze covalente bindingen vormen, delen ze elektronen vaak niet gelijk. Alleen wanneer twee atomen van hetzelfde element een covalente binding vormen, worden de gedeelde elektronen feitelijk gelijk verdeeld over de atomen.

Wanneer atomen van verschillende elementen elektronen delen door covalente binding, zal het elektron verder naar het atoom met de hoogste elektronegativiteit worden getrokken, wat resulteert in een polaire covalente binding.

In vergelijking met ionische verbindingen hebben covalente verbindingen meestal een lager smelt- en kookpunt en hebben ze minder de neiging om in water op te lossen.

Covalente verbindingen kunnen gasvormig, vloeibaar of vast zijn en zijn niet goed geleidend voor elektriciteit of warmte.

Waterstofbruggen

Figuur 5: waterstofbruggen tussen twee watermoleculen

Waterstofbindingen of waterstofbruggen zijn zwakke interacties tussen een waterstofatoom dat is bevestigd aan een elektronegatief element met een ander elektronegatief element.

In een polaire covalente binding die waterstof bevat (bijvoorbeeld een OH-binding in een watermolecuul), zal de waterstof een lichte positieve lading hebben omdat de bindende elektronen sterker naar het andere element worden getrokken.

Door deze lichte positieve lading zal waterstof worden aangetrokken door naburige negatieve ladingen.

Links naar Van der Waals

Het zijn relatief zwakke elektrische krachten die neutrale moleculen naar elkaar trekken in gassen, in vloeibaar gemaakte en gestolde gassen en in bijna alle organische en vaste vloeistoffen.

De krachten zijn genoemd naar de Nederlandse natuurkundige Johannes Diderik van der Waals, die in 1873 voor het eerst deze intermoleculaire krachten postuleerde bij het ontwikkelen van een theorie om de eigenschappen van echte gassen te verklaren.

Van der Waals-krachten is een algemene term die wordt gebruikt om de aantrekkingskracht van intermoleculaire krachten tussen moleculen te definiëren.

Er zijn twee klassen van Van der Waals-krachten: de London Scattering Forces die zwakke en sterkere dipool-dipoolkrachten zijn.

Referenties

1. Anthony Capri, AD (2003). Chemische binding: de aard van de chemische binding. Opgehaald van visionlearning visionlearning.com
2. Camy Fung, NM (2015, 11 augustus). Covalente obligaties. Overgenomen uit chem.libretexts chem.libretexts.org
3. Clark, J. (2017, 25 februari). Metaalverbindingen. Overgenomen uit chem.libretexts chem.libretexts.org
4. Encyclopædia Britannica. (2016, 4 april). Metalen binding. Overgenomen van britannica britannica.com.
5. Encyclopædia Britannica. (2016, 16 maart). Van der Waals krachten. Overgenomen van britannica britannica.com
6. Kathryn Rashe, LP (2017, 11 maart). Van der Waals Forces. Overgenomen uit chem.libretexts chem.libretexts.org.
7. Khan, S. (SF). Chemische bindingen. Ontleend aan khanacademy khanacademy.org.
8. Martinez, E. (2017, 24 april). Wat is atoombinding? Ontleend aan sciencing sciencing.com.
9. Wyzant, Inc. (SF). Obligaties. Overgenomen van wyzant wyzant.com.