Verkeerd begrip in chemische binding: de covalente binding

Verkeerd begrip in chemische
binding: de covalente binding
Een lastig onderwerp voor leerlingen is chemische binding. Veel concepten worden verkeerd
begrepen. Gelukkig is er veel onderzoek gedaan naar ‘misconceptions’ in de scheikunde. Enkele van
deze verworvenheden wil ik in dit artikel graag aan u doorgeven.
n
436
Jan de Gruijter / Fontys Lerarenopleiding Tilburg
Maar eerst wat lastige vragen, waar
leerlingen lang niet altijd een goed antwoord op geven.
U wel?
Vraag 1. In bindingen hebben atomen
een gevulde buitenste schil. Waar of
onwaar?
Vraag 2. Een bindingsstreepje tussen
twee atomen geeft op juiste wijze de
plaats van de bindingselektronen aan.
Waar of onwaar?
Vraag 3. Covalente bindingen of atoombindingen zijn tussen een metaal en een
niet-metaal. Waar of onwaar?
Vraag 4. Een enkele binding bestaat uit
twee elektronen. Waar of onwaar?
Vraag 5. Een atoombinding of covalente
binding houdt atomen bij elkaar omdat
door de binding elektronen worden
gedeeld. Waar of onwaar?
Had u alle vragen goed beantwoord?
De goede antwoorden en het commentaar staan aan het eind van het artikel.
Maar kijkt u daar pas straks naar. Lees
eerst even door.
Soms vindt u het commentaar misschien wat gezocht, maar leerlingen willen graag een goed begrip van binding
krijgen. Als wij als docenten slordig zijn
in ons taalgebruik, raken leerlingen in
de war. Uiteraard willen we dat niet.
In tabel 1 zijn enkele verkeerde begrippen opgenomen met daarbij een betere
formulering.
Commentaar op de verkeerde
begrippen
ad 1. Het is best te begrijpen dat u een
keer in de les zegt dat de buitenste schil
van een atoom gevuld moet zijn, maar
het is beter te laten zien dat edele gassen
weinig reactief zijn en dat atomen die in
NVOX
november 2013
1
2
Minder goed geformuleerd
Chemische bindingen ontstaan omdat
er schillen gevuld kunnen worden.
Atomen willen een gevulde schil.
3
Een covalente binding houdt atomen
bij elkaar omdat de binding elektronen
deelt.
4
Er zijn slechts twee soorten bindingen:
covalente bindingen en ionbindingen.
Al het andere is slechts een kracht, niet
“een echte binding”.
Juister geformuleerd
Gebonden atomen hebben een gevulde psubschil.
Gebonden atomen hebben een gevulde psubschil.
Binnen een covalente binding blijven
atomen bij elkaar omdat de aantrekkende
krachten groter zijn dan de afstotende
krachten.
Alle chemische bindingen zijn te herleiden
tot elektrostatische krachten. Ook de
vanderwaalskracht, al spreken we dan over
een fysische binding.
Tabel 1. Enkele verkeerde begrippen bij covalente binding.
het periodiek systeem in de buurt van
dat edele gas staan in verbindingen vaak
dezelfde elektronenconfiguratie hebben
als dat edele gas. Het kost meer woorden,
maar het klopt beter.
En als u het begrip ‘edelgasconfiguratie’
gebruikt, is het goed een nauwkeurige
definitie voor ogen te houden: een
edelgasconfiguratie is een configuratie
waarbij het laatste opgevulde subniveau
(onder subniveau wordt verstaan 2s, 2p,
3s, 3p of 3d et cetera) altijd een volledig
gevuld p-subniveau is. Dus niet een volledig gevulde schil! De enige uitzondering hierop is helium.
ad 2. In veel artikelen wordt afgeraden
om woorden te gebruiken als ‘wil’ en
‘streven’ omdat dergelijke woorden
suggereren dat atomen menselijke
eigenschappen vertonen, terwijl atomen
onderhevig zijn aan de natuurkundige
wetten die wij langzamerhand door
beginnen te krijgen.
ad 3 en 4. Eigenlijk is bij binding het verhaal voor alle bindingen hetzelfde, of het
nu gaat om ionbinding, metaalbinding
of covalente binding: de atomen blijven
bij elkaar omdat de resultante van de
elektrostatische krachten positief is: er is
aantrekking. Bij ionen spreken we over
coulombkrachten (aantrekking tussen
een positief en een negatief ion, waarbij
we gemakshalve de afstoting tussen de
gelijke ladingen vaak achterwege laten)
en bij een covalente binding gaat het
ook om elektrostatische krachten. Bij de
vanderwaalsbinding blijven de moleculen bij elkaar vanwege elektrostatische
krachten, want de belangrijkste vanderwaalskracht, de londonkracht, wordt
bepaald door een tijdelijke verschuiving
van de elektronenwolk van een atoom
die bij een aangrenzend atoom een
ladingsverschuiving induceert, waardoor
aantrekking ontstaat. Op die manier kun
je verklaren waarom helium – weliswaar
bij heel lage temperatuur – toch vast
wordt. Stel aan slimme leerlingen maar
de vraag: waardoor worden heliumatomen in vast helium bij elkaar gehouden?
Hoe beter?
Bij het ontwikkelen van een goed begrip
van een covalente binding en ionbinding helpt een elektronendichtheidskaart. Een elektronendichtheidskaart
laat lijnen zien die punten met elkaar
verbinden waar de elektronendichtheid
gelijk is (vergelijkbaar met luchtdruklijnen op een weerkaart). Voor leerlingen wordt direct duidelijk dat bij een
ionbinding zoals in natriumchloride (zie
figuur 1) de elektronendichtheid anders
verdeeld is dan bij een covalente binding
als waterstof. Bij een ionbinding is het
opmerkelijk dat de lijnen van gelijke
elektronendichtheid rond de kernen
van zowel de positieve als de negatieve
ionen liggen en er geen gemeenschappelijke lijnen rond beide kernen zijn zoals
bij een covalente binding. Je kunt dat zo
interpreteren dat er bij ionbinding geen
gemeenschappelijke elektronen zijn.
Nog iets wat belangrijk is: de elektronendichtheid wordt steeds groter naarmate
we dichter bij de kern komen. Direct bij
de kern is de elektronendichtheid het
grootst! Hoewel de kernen op een elektronendichtheidskaart niet zichtbaar
worden, zijn ze direct aan te geven: kijk
naar de hoogste elektronendichtheid.
Bij waterstof (in dit geval H2+, zie figuur
2) kun je zien dat de elektronendichtheidslijnen om beide kernen lopen; het
Figuur 1. Elektronendichtheidskaart van
natriumchloride.
Vraag 2. Het bindingsstreepje geeft
teveel het idee dat de bindingselektronen zich slechts tussen beide atoomkernen bevinden. De elektronendichtheidskaart van H2+ (zie figuur 2) laat lijnen
van gelijke elektronendichtheid zien die
zowel links als rechts van beide atoomkernen lopen.
Vraag 3. Dat een covalente binding
slechts tussen een metaal en een nietmetaal kan plaatsvinden is onjuist.
Twee niet-metalen kunnen prima
Direct bij de kern is de elektronendichtheid het grootst
gemeenschappelijke elektron wordt zo
gemakkelijker duidelijk gemaakt. Verder
zijn er bij ionbinding tussen de ionen
posities waar de elektronendichtheid
0 is, terwijl die bij covalente binding tussen de atoomkernen nergens 0 is.
Leerlingen kunnen elektronendichtheidskaarten verkeerd interpreteren
als ze de lijnen verwarren met Bohrse
banen. Het is daarom van belang dat duidelijk wordt uitgelegd dat de lijnen in de
plaatjes punten verbinden van gelijke
elektronendichtheid.
Antwoorden op waar-onwaar
vragen
Ze zijn allemaal onwaar! Hopelijk maakt
u ze goed nu u het artikel geheel hebt
doorgenomen.
Toch nog wat commentaar.
Vraag 1. In bindingen blijkt dat atomen
een gevulde p-subschil hebben. Deze
bewering geldt voor de stoffen die binnen het voortgezet onderwijs aan de
orde komen.
covalente bindingen vormen, bijvoorbeeld diatomige moleculen als H2 en O2
maar ook fosforhalogeniden en bijna de
gehele organische chemie. Een betere
formulering luidt: niet-metalen gaan
met elkaar covalente bindingen aan.
Vraag 4. Een binding kan 1 (zie het
voorbeeld van H2+), 2 en zelfs 3 elektronen bevatten. In het laatste geval zit er 1
elektron in de antibindende orbitaal. In
theorie kunnen er 4 elektronen in een
enkele binding geplaatst worden (2 in
de bindende en 2 in de antibindende
orbitaal), maar dan levert binding geen
energiewinst op en gaan de atomen uit
elkaar.
Vraag 5. In een covalente binding blijven
de atomen bij elkaar omdat de aantrekkende krachten tussen de kernen en de
elektronen groter zijn dan de afstotende
krachten tussen de kernen onderling en
de elektronen onderling. De elektrostatische krachten zijn de algemene basis om
chemische binding goed uit te leggen,
of het nu om covalente binding, polaire
binding, ionbinding of vanderwaalskrachten gaat.
Op zich is er geen probleem om bij
binding te spreken over gedeelde of
gemeenschappelijke elektronen. Hoe
moet u anders het verschil uitleggen
tussen de binding van twee atomen in
waterstof, zuurstof en stikstof, waarbij
het aantal bindingen toeneemt van
1 tot 3. Met het delen van elektronen
wordt bedoeld dat beide elektronen in
de bindende orbitaal een plaats hebben
gekregen. Het delen van elektronen
hoeft niet voor beide atomen in een
binding gelijkwaardig te zijn, denk aan
een polaire binding. Leerlingen hebben
daar moeite mee. Goede voorbeelden
gekoppeld aan bruikbare plaatjes kunnen leerlingen helpen de polaire binding
een plaats te geven tussen de covalente
binding en de ionbinding.
Er valt nog veel meer te zeggen over
verkeerde begrippen in de chemische
binding. Hopelijk helpt dit artikel u bij
uw uitleg.
Voor reactie: [email protected].
Dank
Met dank aan Kelly Stelwagen en Guido
Mollen, docenten aan de Fontys Lerarenopleiding Tilburg, die met hun commentaar aan dit artikel hebben bijgedragen.
Literatuur
Nuffield Advanced Science . Chemistry:
Student’s book 1. Longman Group Ltd. (1970).
p. 237-238.
D.W. Oxtoby, H.P. Gillis, A. Campion (2012).
Principles of Modern Chemistry. 7th Ed. Brooks/
Cole.
Voor een simulatie van twee waterstofkernen
die samen een binding vormen, zie
http://phelafel.technion.ac.il/~orcohen/h2.html.
Figuur 2. Elektronendichtheidskaart van H2+.
november 2013
NVOX
437