2.4 Covalente bindingen

• Scheikunde
• Middelbare school
• havo, vwo
• Leerjaar 4

2.4 Covalente bindingen

Leerdoel

• Je leert hoe moleculaire stoffen zijn opgebouwd.
• Je leert om structuurformules te tekenen.
• Je leert wat er gebeurd met moleculaire stoffen bij temperatuurveranderingen. 

In deze les

• Lezen pag 27 + 52 en 53
• Uitleg covalente binding



• Maken 26, 27, 29, 31, 32

Wat weet je nog van covalente bindingen?

Moleculaire stoffen

• Verbindingen die alleen uit niet-metaal atomen bestaan.
• Ook wel 'moleculen' genoemd.
• Voorbeelden: H2O, C2H6O, HCN, PCl3
• Ontstaat door vorming van atoombindingen. 
• Moleculen worden bij elkaar gehouden door vanderwaalsbindingen.

Van der Waals krachten 

Aantrekkingskracht tussen de moleculen. 

Van der Waals krachten 

Deze houden de moleculen bij elkaar. 

Hoe groter de moleculen, hoe sterker de van der waalskrachten zijn. 

Grote afstand tussen moleculen, is de kracht klein. 

Kleine afstand tussen de moleculen, dan is de kracht groot. 

Atoommodel niet-metaal 

Niet-metaalatomen missen

elektronen in hun buitenste

schil (valentie-elektronen) om

te voldoen aan de edelgas-

configuratie.

Atomen streven naar edelgasconfiguratie

Dit betekent dat ze evenveel elektronen in hun buitenste schil willen hebben als het dichtsbijzijnde edelgas.

• Helium: 2 elektronen
  
• Alle andere edelgassen: 8 elektronen
  

Gedeeld elektronenpaar

Om edelgasconfiguratie te bereiken

• kan een niet-metaal een elektron opnemen van een metaal (=zout, zie 2.4)
  
• of delen twee niet-metaalatomen de elektronen: een gedeeld elektronenpaar, ook wel atoombinding of covalente binding genoemd.

Atoombinding

• Atoombinding is heel sterk.
• Atoombinding verbreekt alleen bij chemische reacties,.
• Hoeveel bindingen een niet-metaal aangaat, hangt af van de covalentie.
• Covalentie geeft aan hoeveel elektronen gedeeld moeten worden om elektronenconfiguratie te bereiken.

Covalentie

• Geeft aan hoeveel elektronen gedeeld worden, dus hoeveel atoombindingen worden gevormd.
• Eenvoudig af te lezen uit periodiek systeem.
  
• Aantal elektronen erbij tot edelgas (groep 18) = covalentie.
• Covalentie H=1, F=1, O=2 enz.

Voorbeeld: waterstof

H heeft 1 valentie-elektron, wil er 1 elektron bij.

Covalentie = 1

Molecuulformule = H2             Structuurformule = H-H

H + H

H2

Voorbeeld: zuurstof

O heeft 6 valentie-elektronen, wil er 2 bij. 

Covalentie = 2

Molecuulformule = O2                                        Structuurformule = O=O

O + O

O2

En die van H2O? 

Wat is de covalente van koolstof (C)?

1. 1
2. 2
3. 3
4. 4

Wat is de covalente van zwavel (S)?

1. 1
2. 2
3. 3
4. 4

Hoeveel atoombindingen zitten er in een stikstofmolecuul?

1. 1
2. 2
3. 3
4. 4

Fase-overgang

• Bij een fase-overgang blijven de moleculen hetzelfde (atoombinding blijft intact).
• De afstand tussen deeltjes veranderd -> Vanderwaalsbinding (molecuulbinding).
• Hoe dichter op elkaar, hoe sterker  de V/d waalsbinding.

Vanderwaalsbinding

• Aantrekkingskracht tussen moleculaire stoffen (dus niet aanwezig bij metalen of zouten!)
• Aanwezig door kleine ladingsverschillen in de moleculen (elektronen staan niet op vaste plaats, bewegen door schillen heen).
• Relatief zwakke binding. 
• Hoe groter de massa van het molecuul, des te sterker de vanderwaalsbinding.

Waarom is de van der Waals kracht een zwakke binding?

Wat gebeurt er met de Vanderwaalsbinding als suiker wordt opgelost in thee.

1. verbreekt
2. wordt zwakker
3. wordt sterker
4. niets

Structuurformules

1. Noteer de molecuulformule.
   
2. Noteer de covalenties van de atomen.
3. Zet het atoom met de hoogste covalentie centraal.
4. Teken atoombindingen naar de andere atomen, zodat alle atomen de gewenste covalentie hebben.

Teken de structuurformules van C2H6 en HCN.

Aan de slag 

Gezamenlijk maken we opdracht 42. 

Maak daarna opdracht 35 t/m 41 en  43.