THEMA 5. Covalente binding. Valentie binding methode.

THEMA 5. Covalente binding. Valentiebindingsmethode.

Opdracht 1. Teken de structuurformule van natriumwaterstofsulfaat en geef de typen chemische bindingen aan in het molecuul: ionair, covalent, polair covalent, apolair covalent, coördinatief, metallisch, waterstofbinding.
Oplossing: NaHSO₄⁻

• Binding O – Na: ionair

• Binding O – S: polair covalent

• Binding O – H: polair covalent

Opdracht 2. Teken de structuurformule van ammoniumnitriet en geef de typen chemische bindingen in dit molecuul aan. Geef aan welke binding(en) verbroken worden bij dissociatie. Leg uit wat een waterstofbrug is. Geef voorbeelden van het effect ervan op de eigenschappen van stoffen.

• Binding N – H: polair covalent

• Tussen NH₄⁺ en NO₂⁻: ionair

• Waterstofbruggen: dit type binding komt voor in verbindingen van waterstof met atomen met een hoge elektronegativiteit (N, O, F). De gevormde binding is sterk polair, waarbij het waterstofatoom zich aan het positieve uiteinde van de dipool bevindt. Deze dipool kan interageren met een vrij elektronenpaar van zuurstof (of stikstof, of fluor) in een ander of hetzelfde molecuul. Deze interactie wordt een waterstofbrug genoemd.

Waterstofbruggen kunnen zijn:

• Intermoleculair, bijvoorbeeld in water (H₂O), ammoniak (NH₃), waterstoffluoride (HF)

• Intramoleculair, bijvoorbeeld in eiwitten, 2-hydroxybenzaldehyde

Volgens de verandering van molecuulmassa in de reeksen:
H₂O – H₂S – H₂Se – H₂Te
HF – HCl – HBr – HI
NH₃ – AsH₃ – SbH₃
zou het kookpunt geleidelijk moeten stijgen, maar anomale hoge kookpunten worden waargenomen bij H₂O, NH₃ en HF. Dit wordt verklaard door de aanwezigheid van waterstofbruggen.

De sterkste waterstofbrug bevindt zich in HF (fluor is het meest elektronegatieve element), maar water kookt bij een hogere temperatuur omdat het twee waterstofbruggen per molecuul kan vormen.

Opdracht 3. Geef de typen chemische bindingen in de volgende moleculen aan: CH₃Br, CaO, I₂, NH₄Cl. Wat zijn de belangrijkste eigenschappen van deze bindingstypen?
Oplossing:

Atoomorbitalen zijn ruimtelijk georiënteerd, wat leidt tot directionele overlapping bij binding – dit is de directionele aard van de covalente binding.

CaO – ionaire binding. Atomen streven naar een stabiele edelgasconfiguratie door elektronen op te nemen of af te staan. Atoom dat elektronen opneemt → anion (negatief), atoom dat elektronen afstaat → kation (positief). Tussen kationen en anionen ontstaat een ionaire binding.

Ionaire binding ontstaat bij een groot verschil in elektronegativiteit (>2,1). Typisch voor metaal-non-metaal combinaties.

Ionaire verbindingen hebben vaak vergelijkbare eigenschappen. Ze vormen roosterstructuren (zoals LinClm), bekend als kristallen. Omdat ionaire binding geen verzadiging of richting kent, treden deze structuren op.

NH₄Cl – donor-acceptor (coördinatieve) binding. Dit is een speciaal geval van een covalente binding waarbij één atoom een elektronenpaar doneert en het andere een lege orbitaal levert.

Wordt vaak coördinatieve binding genoemd, vooral bij complexvorming.

Bij donor-acceptorbinding neemt de elektronenwolk van de acceptor toe met een elektronenpaar. Zowel atomen, moleculen, kationen als anionen kunnen donor of acceptor zijn.

Na binding ontstaat er een effectieve positieve lading op de donor en een negatieve op de acceptor.

Tussen NH₄⁺ en Cl⁻: ionaire binding
Tussen N en H: polair covalent + één donor-acceptorbinding

Opdracht 4. Wat zijn σ- en π-bindingen? Welke is minder sterk? Teken de structuurformules van ethaan (C₂H₆), etheen (C₂H₄) en ethyn (C₂H₂). Duid σ- en π-bindingen aan in de structuurformules.
Oplossing: Elektronenwolk-overlapping kan op verschillende manieren plaatsvinden, afhankelijk van de vorm van de orbitalen. Er zijn σ-, π- en δ-bindingen.

• σ-binding: overlapping langs de lijn tussen de kernen

• π-binding: overlapping boven en onder de kernenlijn

• δ-binding: overlapping van alle vier lobben van d-orbitalen in parallelle vlakken

σ-binding is sterker dan π-binding.

C₂H₆ – sp³-hybridisatie
C–C: σ-binding (overlapping 2sp³-2sp³)
C–H: σ-binding (2sp³ van C met 1s van H)

C₂H₄ – sp²-hybridisatie
Dubbele binding = σ + π
C=C: σ-binding (2sp²-2sp²) en π-binding (2p_z-2p_z)
C–H: σ-binding (2sp² van C met 1s van H)

C₂H₂ – sp-hybridisatie
Drievoudige binding = σ + 2π
C≡C: σ-binding (2sp-2sp), π-binding (2p_y-2p_y), π-binding (2p_z-2p_z)
C–H: σ-binding (2sp van C met 1s van H)

Opdracht 5. Welke intermoleculaire krachten worden dipool-dipool (oriëntatie), inductie en dispersie genoemd? Leg de aard van deze krachten uit. Wat is de dominante intermoleculaire kracht in: H₂O, HBr, Ar, N₂, NH₃?
Oplossing: Moleculen kunnen elektrostatisch met elkaar interageren.

• Dispersiekrachten: universeel, ontstaan door tijdelijke microdipolen. Synchrone fluctuaties leiden tot aantrekking, asynchrone tot afstoting.

• Oriëntatiekrachten: tussen permanente dipolen. Hoe polairder de moleculen, hoe sterker de oriëntatie-interactie.

• Inductiekrachten: tussen een polaire en een apolaire molecule. De polaire molecuul induceert een dipool in de apolaire molecuul. De grootte hangt af van het dipoolmoment en de polariseerbaarheid.

Relatief belang:

• Oriëntatiekrachten → belangrijk bij hoge polariteit

• Dispersiekrachten → belangrijk bij hoge polariseerbaarheid

• Inductiekrachten → secundair, afhankelijk van beide

Toepassing op stoffen:

• H₂O, NH₃ → oriëntatie en inductie

• HBr, Ar, N₂ → dispersiekrachten

Opdracht 6. Geef twee MO-schema’s van interactie tussen AOs met bezettingen:
a) elektron + elektron (1+1)
b) elektron + lege orbitaal (1+0)
Bepaal de covalentie van elk atoom en de bindingsorde. Wat is het bereik van de bindingsenergie? Welke van deze bindingen komt voor in H₂ en in het moleculaire ion H₂⁺?
Oplossing:

a) Voorbeeld: K₂ en Li₂
De s-orbitalen vormen de binding
Bindingsorde n = (2 – 0)/2 = 1

b) Voorbeeld: K₂⁺ en Li₂⁺
Bindingsorde n = (1 – 0)/2 = 0,5
Covalentie van elk atoom = 1

Bindingsenergie neemt af met minder valentie-elektronen.
In K₂, Li₂, K₂⁺ en Li₂⁺ ligt de energie tussen 200–1000 kJ/mol

In H₂ is er een elektron + elektron-binding
In H₂⁺ is er een elektron + lege orbitaal-binding