Chemische binding is de verzamelnaam voor de kracht(en) die tussen atomen
(bijvoorbeeld in moleculen), of tussen ionen (bijvoorbeeld in zoutkristallen) of
tussen moleculen (bijvoorbeeld in een vaste stof of vloeistof) werkzaam zijn. Het
zal duidelijk zijn dat de werking van lijmen alleen begrepen kan worden als je
weet welke krachten op atomair en moleculair niveau een rol kunnen spelen. In
dit kader wordt alleen een korte beschrijving gegeven van de diverse types
chemische binding; voor een uitgebreidere beschrijving kun je beter je lesboek
voor scheikunde raadplegen. In hoofdstuk 4 vind je beschrijvingen van de
werking van lijm op atomair en moleculair niveau.
Algemeen
Binding tussen atomen is in het algemeen terug te voeren naar verschillen in
electronegativiteit (ook wel elektronenaffiniteit genoemd) tussen de verschillende
soorten atomen. Kort gezegd: elke atoomsoort heeft een bepaalde
aantrekkingskracht op elektronen; atomen van dezelfde soort trekken even hard
aan een elektron, twee atomen van verschillende soort trekken elektronen met
niet dezelfde kracht aan. Het grootste verschil is te vinden tussen metaal-atomen
(trekken elektronen weinig aan) en niet-metaal-atomen (trekken elektronen juist
hard aan) (BINAS 40A).
Dit leidt tot de volgende
hoofdgroepen van binding tussen atomen (intra-moleculaire krachten):
- in metalen en legeringen werkt de metaalbinding:elektronen
horen niet bij één bepaald metaalatoom maar bewegen zich vrij van het
ene naar het andere metaalatoom in het metaalrooster
- in moleculaire stoffen werkt de covalente binding* (ook wel
atoom- bindinggenoemd): elektronen vormen elektronenparen die
tussen twee niet-metaal- atomen voor binding zorgen. De
elektronenparen horen specifiek bij de twee atomen waar ze tussen in
zitten.
- in zouten ofwel ionaire stoffen werkt de ionbinding: er is sprake
van positieve (meestal metaal-)ionen en negatieve (meestal niet-metaal-
)ionen. Ze zijn ontstaan door verhuizing van één of meer elektronen
vanaf het (metaal)-atoom dat als positief ion in het zout zit naar het
(niet-metaal- )atoom dat het negatieve ion wordt. Tussen de ionen zijn
elektrostatische krachten werkzaam.
*) de polair-covalente binding is een variant die ontstaat als er
covalente bindingen tussen niet-metaalatomen van verschillende
electronegativiteit ontstaan; het gevormde elektronenpaar ‘schuift op’ naar de
meest electronegatieve atoomsoort waardoor kleine ladingsverschillen
(‘polen’) ontstaan.
In zouten en in metalen verklaart het bindingstype ook de diverse
eigenschappen van deze stoffen (geleiding van warmte en stroom, hoogte
van het kook- en smeltpunt enz.)
Voor de moleculaire stoffen zijn, naast de (polair-) covalente bindingen
die de atomen in de moleculen bij elkaar houden, ook de krachten die de
moleculen op elkaar uitoefenen van belang. De sterkte van de (polair-)
covalente bindingen (intra-moleculaire krachten) bepaalt de sterkte van de
moleculen en dus bijvoorbeeld de ontledingstemperatuur van de stof. De
krachten die de moleculen op elkaar uitoefenen (inter-moleculaire krachten)
bepalen de hoogte van bijvoorbeeld het kook- en smeltpunt (en –deels- ook
de kracht van een lijm!).
Naast de krachten die in het molecuul aanwezig zijn, zijn er ook krachten
tussen verschillende moleculen (inter-moleculaire krachten):
- tussen alle deeltjes werkt de van der Waals-kracht:deze is
afhankelijk van de massa en de vorm van de deeltjes. De vdWaals-
kracht is verwaarloosbaar klein t.o.v. de intra- moleculaire krachten
van hiervoor. De vdWaals-kracht is wèl van belang als kracht die
moleculen in een vaste stof (bijvoorbeeld jodium, I2(s)) of een
vloeistof (bijvoorbeeld benzine C8H18(l)) bij elkaar houdt. Het zal
duidelijk zijn dat in macromoleculaire stoffen (eiwitten, kunststoffen,
cellulose, zetmeel e.d.) de vdWaals-krachten vanwege de hoge
molecuulmassa’s een vooraanstaande rol spelen!
- vdWaals-krachten krijgen soms hulp van andere krachten. Hiertoe
behoort o.a. de dipool-dipool-interactie die het gevolg kan zijn
van de aanwezigheid van polair- covalente bindingen in een
molecuul. Raadpleeg hierover je scheikunde tekstboek. De bijdrage
van de dipool -dipool- interactie aan de intermoleculaire kracht is
meestal niet erg sterk.
Bij stoffen die één of meer OH- en/of NH-groep(en) bevatten treden
zgn. waterstofbruggen (H-bruggen) op. Het effect van de H-
brug als intermoleculaire kracht kan spectaculair zijn!
Meer informatie en/of wetenswaardigheden is te vinden in het verhaal over
het
