Covalente Bindingen en Molecuul Struktuur Hfst 7 College 1b, ACH21 (HO7a) Eddy van der Linden/Karin Langereis

7.1 De covalente binding Covalente binding: Een binding die wordt gevormd d.m.v. het delen van elektronen en wordt weergegeven met een doorgetrokken lijn tussen de atomen. Deze bindingen worden gevormd tussen: - niet-metalen -atomen van hetzelfde element De covalente binding is de belangrijkste binding in de Chemie Er zijn miljoenen verbindingen: aminozuren, suikers, DNA, fosfolipiden, alcohol, methaangas, CO , ……… Wat is een ionbinding? Tussen welke atomen wordt een ionbinding gevormd?

7.1 De covalente binding Bijv. H2: 2 H-atomen naderen elkaar: → Kernen stoten elkaar af, elektronen stoten elkaar af, → terwijl de kern van de een wordt aangetrokken door elektronen van de ander → Wanneer de aantrekkende krachten groter zijn dan de afstotende krachten wordt een covalente binding gevormd → Beide kernen voelen dan de aantrekking van dezelfde elektronen en worden hierdoor bij elkaar gehouden. Het gaat dus om de afstand tussen de kernen!!!! De covalente binding is een electrostatische binding. De gebonden atomen vormen samen een molecuul. Alle twee de H-atomen hebben het gevoel dat ze 2 valentie-electronen bezitten. De 1s is compleet gevuld.

7.1 De covalente binding Cl: r = 99 pm HCl: r = 136 pm Bindingslengte: De optimale afstand tussen beide kernen, waarbij de netto aantrekkende krachten optimaal zijn (74 pm voor H2) grotere afstand: aantrekkende krachten tussen de kernen en elektronen is te zwak om een covalente binding te vormen. kleinere afstand: afstoting tussen beide kernen wordt zo groot dat ze uit elkaar worden geduwd. Bij een bindingslengte van 74 pm is de potentiële energie het laagste en de stabiliteit het hoogste! Elke covalente binding heeft zijn eigen karakteristieke lengte, die is af te leiden uit de straal van de atomen: H: r = 37 pm Zie ook 5.15 Cl: r = 99 pm HCl: r = 136 pm

7.2 De sterkte van covalente bindingen De sterkte van de covalente band wordt weergegeven door de dissociatie energie. Dissociatie energie (D): De energie die moet worden toegevoegd om een binding in een geïsoleerd molecuul in de gastoestand te verbreken. Bindingen tussen dezelfde 2 atomen hebben meestal ongeveer dezelfde dissociatie energie, onafhankelijk van de structuur van het gehele molecuul. De waarde van de bindingsenergie in moleculen die in de natuur voorkomen ligt meestal tussen 350 en 400 kJ/mol.

7.3 vergelijking sterkte Ionogene en covalente verbindingen NaCl: Hoog smelt- en kookpunt → Ionbindingen bestaan uit een 3D netwerk, waarin ieder cation wordt aangetrokken door vele omringende anionen, en ieder anion door vele omringende cationen → Het verbreken van zo’n netwerk kost daarom veel energie( = roosterenergie) HCl: Laag smelt- en kookpunt → Een oplossing van HCl bestaat uit discrete moleculen met onderling zwakke aantrekkende krachten. Alleen de binding tussen H en Cl is sterk.

7.4 Polaire covalente bindingen: elektronegativiteit Ionbindingen en covalente bindingen zijn eigenlijk alleen de 2 uitersten binnen een spectrum van allerlei chemische bindingen. Bij de meeste bindingen worden de bindingselektronen ongelijk gedeeld door beide atomen → polaire covalente bindingen en representeren de partiële positieve en negatieve lading van de atomen die zich de bindingselektronen in respectievelijk mindere en meerdere mate toeëigenen.

7.4 Weergave van verschillende covalente bindingen Voornamelijk ionogeen (80%) maar niet volledig, wat betekent dat het valentie elektronen nog steeds enige tijd doorbrengt in de nabijheid van Na ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Cl trekt haredr aan de bindingselektronen aan dan H waardoor er een asymmetrische verdeling ontstaat (83% covalent, 17% ionogeen) ---------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- De twee atomen trekken even hard aan beide bindingselektronen. Via kleur wordt de elektronendichtheid weergegeven Electrostatic potential map Blauw = elektronentekort Rood = elektronenoverschot

7.4 Polaire covalente bindingen: elektronegativiteit De ontstane polariteit (in bijvoorbeeld HCl) is het gevolg van het verschil in elektronegativiteit (EN). Dit is de mate waarin binnen een atoom aan de gedeelde elektronen wordt getrokken.

7.4 Polaire covalente bindingen: elektronegativiteit De elektronegativiteit is gerelateerd aan de Eea en Ei. Een manier om de electronegativiteit aan te geven is het gemiddelde van Eea en Ei te nemen. Op deze manier heeft F de waarde 4.0 gekregen. Δelektronegativiteit > 2: binding is voornamelijk ionogeen Δelektronegativiteit 0.4 - 2: binding is polair covalent Δelektronegativiteit < 0.4: binding is voornamelijk covalent

7.5 Lewis structuren Lewis structuren zijn structuurformules waarbij de valentie elektronen als punten worden weergegeven. Ze worden ook electronen-dot structuren genoemd. Hoofdgroep elementen hebben de neiging om hun s en p subschillen volledig te vullen om zo de edelgasconfiguratie te bereiken (octetregel) (zie 6.8) ·· : H· + ·H → H H Elke H heeft zo de stabiele 1s2 configuratie VB F· + ·F → F F: Elke F heeft zo 8 valentie elektronen (octet) 2 bindingselektronen (1 bindingspaar) 1 F heeft 3 lone pairs = 3 vrije electronenparen

7.5 Lewis structuren Algemeen: Hoofdgroepelementen delen net zo lang valentie elektronen tot de valentie elektronen op zijn of totdat de octetconfiguratie wordt bereikt lone pairs 1 2 3 - Zie vb. op blz. 230

7.5 Lewis structuren/ Electronen-Dot Structuren Het aantal bindingselectronen tussen twee atomen kan meer dan 2 zijn: We have single, double, and triple bonds.

7.5 Lewis structuren VB : ·· N H H → H+ + + Soms bestaat een covalente binding uit meerdere elektronenparen. Omdat de atomen dan door meer elektronen bij elkaar worden gehouden zijn twee- en drie-voudige bindingen sterker en korter dan enkele bindingen Soms ontstaat een covalente binding doordat 1 atoom beide elektronen (een “lone pair” = vrij electronen paar) levert aan een ander atoom met een leeg valentieorbitaal: (een ion dus). ·· : N H H → H+ + + VB Dit komt vooral veel voor bij de elementen N, O, P, en S

7.6 Lewis structuren van meeratomige moleculen Veel biomoleculen (eiwitten, koolhydraten, vetten) bevatten waterstof (H) in combinatie met 1 of meerdere van de 2e rij elementen C, N, en O. De electron-dot structuren hiervan zijn gemakkelijk te tekenen omdat de octetregel bij deze elementen vrijwel altijd opgaat. Er moet wel worden beredeneerd of bindingen 1-,2-, of 3-voudig zijn: N2H4 H:N:N:H CO2 O::C::O HCN H:C:::N: H H ·· ·· ·· ·· lone pairs 1 2 3 - ·· ·· ·· ·· C: 4 bindingen, 0 lone pairs / O: 2 bindingen, 2 lone pairs / N: 3 bindingen, 1 lone pair (Zie tabel 7.3)

H O De covalente bindingen worden i.p.v. met “dots” als streepjes aangegeven. De lone pairs worden nog als dots aangegeven. H O

C: 4 bindingen, 0 lone pairs O: 2 bindingen, 2 lone pairs 7.6 Lewis structuren van meeratomige moleculen Geef in onderstaande structuur alle dubbele banden aan; maak daarbij gebruik van tabel 7.3 VB O N C H C: 4 bindingen, 0 lone pairs O: 2 bindingen, 2 lone pairs N: 3 bindingen, 1 lone pair

C: 4 bindingen, 0 lone pairs O: 2 bindingen, 2 lone pairs 7.6 Lewis structuren van meeratomige moleculen VB O N C H C: 4 bindingen, 0 lone pairs O: 2 bindingen, 2 lone pairs N: 3 bindingen, 1 lone pair

7.6 Lewis structuren van meeratomige moleculen VB O N C H

Zelfstudie Leerstof: McMurray-Fay, Hfst 7: Covalent bonds and molecular structure: § 7.1 t/m 7.6 t/m blz. 228 Opgaven 7.1 t/m 7.07

7.6 Lewis structuren van meeratomige moleculen Hoofdgroep elementen uit de 3e rij en lager (periode 3 en meer) zijn groter en kunnen daardoor meer atomen in hun nabijheid verdragen dan je op basis van hun beroepnummer (3A, 4A, …) zou voorspellen. NCl3 en PCl5 VB BrF3 i.p.v. BrF

7.6 Lewis structuren van meeratomige moleculen Algemene regels voor het tekenen van electron-dot structuren van willekeurige moleculen: 1: Bepaal het totaal aantal valentie elektronen voor alle atomen in het molecuul (corrigeer voor lading molecuul). 2: Bepaal en geef met lijnen aan hoe de atomen met elkaar zijn verbonden: (a) zet het grootste atoom (b) H en halogenen vormen meestal maar 1 binding (c) 2e rij elementen vormen het aantal bindingen als aangegeven in tabel 7.3 (d) Elementen vanaf de 3e rij vormen vaak meer bindingen dan voorspelt via de octetregel (het centrale atoom is vaak minst elektronegatief en het grootst) 3: Wijs na aftrek van de bindingselektronen net zolang overgebleven elektronen toe aan terminale atomen (behalve H) totdat ze allemaal een octet hebben. 4: Wijs de overgebleven elektronen toe aan het centrale atoom. 5: Als er geen elektronen overblijven, terwijl het centrale atoom nog geen octet heeft, gebruik dan 1 of meerdere lone pairs van aangrenzende atomen om een meervoudige binding te vormen (O, C, en S zijn hier vaak bij betrokken) VB 42 e- 32 e- 2 e- 0 e- 40 e- 30 e- 0 e- PCl5 XeF5

Lewis structuren voor meeratomige moleculen Teken de electron-dot structuur voor H2O. Step 1: 2 x (1) + 6 = 8 valentie electronen H O H O Step 2: Step 4: Step 2: The positioning of the terminal atoms about the central is not critical as long as they simply surround the central atom. Step 3: The terminal atom is hydrogen. Step 5: The central atom has an octet so no multiple bonding. bindings paar electronen lone pair (vrije of niet gebonden) electronen

Lewis structuren voor meeratomige moleculen Teken de electron-dot structure for CCl4. Step 1: 4 + 4 x (7) = 32 valentie electronen Cl C Cl C Step 2: Step 3: Step 4: The central atom already has an octet. Step 5: The central atom has an octet so no multiple bonding.

Lewis structuren voor meeratomige moleculen Teken de electronen-dot structuur for SF6. Step 1: 6 (S) + 6 x 7 (F) = 48 valentie electronen F S F S Step 2: Step 3: Step 2: The central atom is in row 3 so there can be more than 8 electrons. Step 4: There are no remaining electrons. Step 5: The central atom has at least 8 electrons so no multiple bonding. 12 electronen zijn nodig voor de covalente bindingen De 36 andere electronen kunnen precies verdeeld worden over de andere atomen zodat zij een octet aan electronen hebben.

Zelfstudie Leerstof: McMurray-Fay, Hfst 7: Covalent bonds and molecular structure: § 7.6 vanaf blz. 228 Opgaven 7.8 t/m 7.11