Heb je je ooit afgevraagd waarom het universum bij elkaar blijft? Hier is een hint: het is geen industriële pot kosmische superlijm. Nee, het geheim om dingen bij elkaar te houden is een chemisch bindingsproces dat bekend staat als valentiebinding - waarbij de elektronen in de buitenste schillen van atomen zich met elkaar verbinden om moleculen te vormen. Covalente bindingen zijn enkele van de krachtigste bindingen in het universum.
De vader van covalente obligaties - Irving Langmuir
De wereld van de chemische wetenschap maakte in 1919 kennis met het principe van covalentie. Toekomstige Nobelprijswinnende chemicus Irving Langmuir bedacht de term om de moleculaire bindingen te beschrijven die worden gevormd door elektronen in de buitenste schil of valentie van atomen. De term 'covalente binding' kwam voor het eerst in gebruik in 1939.
De Amerikaanse chemicus Irving Langmuir werd op 31 januari 1881 in Brooklyn, New York geboren als de derde van vier zonen van Charles Langmuir en Sadie Comings. Langmuir studeerde in 1903 af als metallurgisch ingenieur aan de School of Mines aan de Columbia University en behaalde zijn M.A. en Ph.D. in de chemie in 1906. Zijn werk in de oppervlaktechemie zou in 1932 worden beloond met de Nobelprijs voor de chemie.
Atomen en moleculen - doen ze er echt toe?
Simpel gezegd, zonder atomen zou het universum niet bestaan. Dit komt omdat atomen de basisbouwstenen van materie zijn. Wat wordt er precies bedoeld met materie? In de fysische en chemische wetenschappen wordt 'materie' gedefinieerd als dat wat ruimte inneemt en rustmassa bezit, vooral in tegenstelling tot energie. Dus in een universele notendop, 'materie' is alles.
Atomen bestaan uit drie fundamentele subatomaire deeltjes: protonen, neutronen en elektronen. Protonen zijn subatomaire deeltjes die een positieve elektrische lading behouden. Neutronen zijn subatomaire deeltjes die noch een positieve noch een negatieve elektrische lading hebben, d.w.z. neutraal. Protonen en neutronen vormen samen de kern van een atoom. Elektronen, het laatste subatomaire deeltjestype, behouden een negatieve elektrische lading en draaien als een wolk om de atoomkern.
Dus wat zijn moleculen dan? Moleculen zijn niets meer of minder dan atomen die voldoende aangetrokken worden door andere atomen om een binding te vormen. Een valentieband.
Moleculaire binding - Soorten valentiebindingen
Wanneer atomen aan elkaar binden om moleculen te vormen, kan het proces op een paar verschillende manieren plaatsvinden. De belangrijkste manier waarop atomen zich zullen binden, staat bekend als covalent. De term covalent verwijst naar het feit dat de binding het delen van een of meer elektronenparen omvat. Er zijn ook andere manieren waarop atomen valentiebindingen kunnen vormen, waaronder:
zoektocht 2 aanbiedingen
- Ionische bindingen of bindingen gevormd wanneer een atoom een of meer elektronen afstaat aan een ander atoom.
- Metaalbindingen, het type chemische stof binding dat de atomen van metalen bij elkaar houdt. Metaalbindingen zijn de geforceerde aantrekkingskracht tussen valentie-elektronen en de metaalatomen.
Covalente moleculaire bindingen - Elementen versus verbindingen
Als valente aantrekkingen tussen atomen optreden, vormen ze moleculaire bindingen of stoffen die ofwel verbindingen ofwel elementen zijn. Hoewel moleculaire verbindingen en moleculaire elementen optreden als gevolg van covalente binding, is er ook een belangrijk verschil tussen beide.
Het verschil tussen een molecuul van een verbinding en een molecuul van een element is dat in een molecuul van een element alle atomen hetzelfde zijn. In een watermolecuul (een verbinding) is er bijvoorbeeld één zuurstofatoom en twee waterstofatomen. Maar in een zuurstofmolecuul (een element) zijn beide atomen zuurstof.
Voorbeelden van covalente bindingsverbindingen
Er zijn veel voorbeelden van verbindingen met covalente bindingen, waaronder de gassen in onze atmosfeer, gewone brandstoffen en de meeste verbindingen in ons lichaam. Hier zijn drie voorbeelden.
Methaanmolecuul (CH4)
De elektronische configuratie van koolstof is 2,4. Het heeft nog 4 elektronen nodig in zijn buitenste schil om als het edelgas-neon te zijn. Om dit te doen deelt één koolstofatoom vier elektronen met de enkele elektronen van vier waterstofatomen. Het methaanmolecuul heeft vier C-H enkelvoudige bindingen.
Watermolecuul (H2O)
Een zuurstofatoom voegt zich bij twee waterstofatomen. Het watermolecuul heeft twee enkelvoudige O-H-bindingen.
Kooldioxide (CO2)
Een koolstofatoom verbindt zich met twee zuurstofatomen. Het koolstofdioxidemolecuul heeft twee C=O-bindingen.
spinplant binnen
Voorbeelden van covalente bindingselementen
Wanneer soortgelijke atomen covalente moleculaire bindingen vormen, zijn de resultaten covalente elementen. De niet-metalen covalente elementen die in het periodiek systeem worden gevonden, zijn onder meer:
duurste muts baby verkocht
- waterstof
- koolstof
- stikstof-
- fosfor
- zuurstof
- zwavel en selenium.
Bovendien zijn alle halogeenelementen, waaronder:
- fluor
- chloor-
- broom
- jodium en astatine zijn alle covalente niet-metalen elementen.
Polaire en niet-polaire covalente bindingen
In tegenstelling tot ionische bindingen vormen zich vaak covalente bindingen tussen atomen waarbij een van de atomen niet gemakkelijk een edelgas-elektronenschilconfiguratie kan bereiken door het verlies of de winst van een of twee elektronen. ... Daarom delen atomen die covalent binden hun elektronen om hun valentieschil te voltooien.
Hoe groter het elektronegativiteitsverschil, hoe ionischer de binding is. Bindingen die gedeeltelijk ionisch zijn, zijn polaire covalente bindingen. Niet-polaire covalente bindingen, met een gelijke verdeling van de bindingselektronen, ontstaan wanneer de elektronegativiteiten van de twee atomen gelijk zijn.
Voorbeelden van polaire covalente bindingen
In een polaire covalente binding brengen de elektronen die door de atomen worden gedeeld gemiddeld meer tijd door, dichter bij de zuurstofkern dan de waterstofkern. Dit komt door de geometrie van het molecuul en het grote elektronegativiteitsverschil tussen het waterstofatoom en het zuurstofatoom.
Een watermolecuul, afgekort als H2O, is een voorbeeld van een polaire covalente binding. De elektronen zijn ongelijk verdeeld, waarbij het zuurstofatoom meer tijd met elektronen doorbrengt dan de waterstofatomen. Omdat elektronen meer tijd met het zuurstofatoom doorbrengen, draagt het een gedeeltelijke negatieve lading.
Voorbeelden van niet-polaire covalente obligaties
Niet-polaire moleculen kunnen minder snel in water oplossen. Een niet-polaire stof is een stof zonder dipool, wat betekent dat het een billijke verdeling van elektronen in zijn moleculaire structuur heeft. Voorbeelden zijn kooldioxide, plantaardige oliën en aardolieproducten.
Een voorbeeld van een niet-polaire covalente binding is de binding tussen twee waterstofatomen omdat ze de elektronen gelijkelijk delen. Een ander voorbeeld van een niet-polaire covalente binding is de binding tussen twee chlooratomen omdat ze ook de elektronen gelijkelijk delen.
Covalente obligaties - Zeven dingen om te onthouden
Hier zijn een paar belangrijke tips om u te helpen herinneren wat u zojuist hebt geleerd over covalente bindingen:
- Valentie en covalente bindingen verbinden atomen met elkaar om moleculen te maken.
- Atomen kunnen zich op drie manieren binden: covalente bindingen, ionische bindingen en metaalbindingen.
- De term covalente binding beschrijft de bindingen in verbindingen die het gevolg zijn van het delen van een of meer elektronenparen.
- Ionische bindingen, waarbij elektronen tussen atomen worden overgedragen, treden op wanneer atomen met slechts een paar elektronen in hun buitenste schil de elektronen geven aan atomen waarvan er slechts een paar ontbreken in hun buitenste schil.
- In metaalbindingen verliezen enorme aantallen atomen hun elektronen. Ze worden bij elkaar gehouden in een rooster door de aantrekkingskracht tussen 'vrije' elektronen en positieve kernen.
- Een atoom dat een elektron verliest, wordt positief geladen; een atoom dat een elektron krijgt, wordt negatief geladen, zodat de twee atomen naar elkaar toe worden getrokken door de elektrische aantrekkingskracht van tegenpolen.
- Omdat ze negatief geladen zijn, worden de gedeelde elektronen gelijkelijk naar de positieve kern van beide betrokken atomen getrokken. De atomen worden bij elkaar gehouden door de aantrekkingskracht tussen elke kern en de gedeelde elektronen.