Inhoud
Een covalente binding is een binding waarin twee atomen elektronen delen. De gedeelde elektronen hebben het effect dat ze twee magneten aan elkaar lijmen. De lijm verandert de twee magneten in één molecuul. Stoffen die uit afzonderlijke moleculen bestaan, hebben daarentegen geen covalente bindingen. Tussen deze moleculen vindt echter nog steeds binding plaats. Verschillende soorten intermoleculaire krachten zorgen ervoor dat discrete moleculen aan elkaar kunnen binden zoals veel kleine magneten zouden doen, zonder lijm.
Waterstofbinding
Intermoleculaire waterstofbinding is de aantrekkingskracht tussen twee afzonderlijke moleculen. Elk molecuul moet een waterstofatoom hebben dat covalent is gebonden aan een ander atoom dat elektronegatiever is. Het atoom dat meer elektronegatief is dan waterstof zal de neiging hebben om de gedeelde elektronen in hun covalente binding naar zich toe te trekken, weg van waterstof. Elektronen hebben negatieve ladingen. Dit resulteert in een tijdelijke enigszins positieve lading op het waterstofatoom en een tijdelijke enigszins negatieve lading op het meer elektronegatieve atoom. Deze twee kleine ladingen veranderen elke afzonderlijke molecule in een zwakke 'mini-magneet'. Veel mini-magneten, zoals de watermoleculen (H2O) in een kopje water, geven een stof een enigszins plakkerige eigenschap.
London Dispersion Forces
Verspreidingskrachten van Londen vallen in de categorie van de zogenaamde Van der Waals-strijdkrachten. Niet-polaire moleculen zijn moleculen die geen daadwerkelijke elektrische lading hebben of geen sterk elektronegatieve atomen hebben. Niet-polaire moleculen kunnen echter tijdelijke, enigszins negatieve ladingen hebben. De reden is dat de elektronen rond de atomen die deel uitmaken van elk molecuul niet op één plaats blijven, maar rond kunnen bewegen. Dus als veel van de elektronen, die negatieve ladingen hebben, zich aan het ene uiteinde van het molecuul bevinden, heeft het molecuul nu een licht - maar tijdelijk - negatief uiteinde. Tegelijkertijd zal het andere uiteinde tijdelijk enigszins positief zijn. Dit gedrag van elektronen kan een niet-polaire stof, zoals lange koolwaterstofketens, een plakkerigheid geven die hen moeilijker maakt om te koken. Inderdaad, hoe groter de koolwaterstofketen, hoe meer warmte nodig is om deze te koken.
Dipole-Dipole Interacties
Dipool-dipool interacties zijn een ander type Van der Waals-kracht. In dit geval heeft een molecuul een sterk elektronegatief atoom aan het ene uiteinde en niet-polaire moleculen aan het andere uiteinde. Chloorethaan is een voorbeeld (CH3CH2Cl). Het chlooratoom (Cl) is covalent gebonden aan een koolstofatoom, wat betekent dat ze elektronen delen. Omdat chloor meer elektronegatief is dan koolstof, trekt chloor de gedeelde elektronen beter aan en heeft het een enigszins negatieve lading. Het licht negatieve chlooratoom wordt een pool genoemd en het licht positieve koolstofatoom is een andere pool - zoals de noord- en zuidpool van een magneet. Op deze manier kunnen nog twee afzonderlijke moleculen chloorethaan met elkaar binden.
Ionische binding
Organische zouten zoals calciumfosfaat (Ca3 (PO4) 2) zijn onoplosbaar, wat betekent dat ze een vast neerslag vormen. De calcium (Ca ++) ionen en de fosfaationen (PO4 ---) zijn niet covalent verbonden, wat betekent dat ze geen elektronen delen. De twee ionen vormen echter een solide netwerk omdat ze volledige, niet gedeeltelijke, elektrische ladingen hebben. Het calciumion is positief geladen en het fosfaation is negatief geladen. Hoewel het calciumion een atoom is, is het fosfaation een molecuul. Ionische binding is dus een soort binding die plaatsvindt in een stof die bestaat uit afzonderlijke moleculen.