Covalente binding

Chemische binding
Moleculaire stoffen, Intramoleculair Covalente binding Moleculaire stoffen, Intermoleculair Vanderwaalskrachten Waterstofbrug Zouten Ionbinding Ion-dipoolkrachten Metalen Metaalbinding Covalente netwerken Covalente binding Theorieën Lewistheorie Valentiebindingstheorie VSEPR-theorie Molecuulorbitaaltheorie Eigenschappen Bindingslengte Bindingshoek Bindingsenthalpie Bindingsorde Elektronegativiteit Roosterenthalpie
Portaal   Scheikunde

In waterstofcyanide komt een enkelvoudige verbinding (tussen H en C) en een drievoudige binding (tussen C en N) voor.

Een covalente binding (of atoombinding) is een binding tussen atomen waarin de atomen één of meer gemeenschappelijke elektronenparen hebben. Niet-metalen gaan met elkaar covalente bindingen aan. Met deze vorm van binding worden moleculen of een samengesteld ion opgebouwd. Als vuistregel kan gesteld worden dat een covalente binding optreedt als het verschil van elektronegatieve waarden (ΔEN) volgens de definitie van Linus Pauling kleiner is dan 1,7.

De covalente binding tussen twee identieke atomen is apolair, ΔEN = 0. Voorbeeld zuurstof, O₂. De covalente binding tussen niet-identieke atomen is polair. De sterkte van de polariteit hangt af van het verschil in elektronegativiteit tussen beide atomen. Atoombindingen met ΔEN waarden kleiner dan 0,4 hebben in de meeste gevallen een apolair karakter. Atoombindingen met ΔEN waarden tussen 0,4 en 1,7 zijn in de meeste gevallen polair. Voorbeeld: de sterk polaire O-H binding met ΔEN = 1,4 in water, H₂O en alcoholen.

Er bestaat naast de 'normaal' covalente binding ook zoiets als een datief covalente binding, waar een van de twee bindingspartners beide bindingselektronen levert. Dit is bijvoorbeeld het geval bij het hexacyanoferraation (Fe(CN)₆^3-).

Bij vorming van een covalente binding komt energie vrij, (zie bindingsenthalpie).

Er zijn verschillende niveaus van bindingen die atomen kunnen aangaan:

• Een sigma-binding, dit is de eerste binding die optreedt.
• Een pi-binding, deze gebeurt altijd in combinatie met een sigma-binding en is bij deze ook al sterker.
• Een tweede pi-binding, deze gebeurt altijd in combinatie met een sigma-binding en een eerste pi-binding.

In de organische chemie worden de laatste twee combinaties van bindingen respectievelijk een dubbele binding en een drievoudige binding (als in een alkyn) genoemd. Een binding waar in totaal maar twee elektronen bij betrokken zijn heet een enkelvoudige binding.

Theorieën

De covalente bindingen worden theoretisch beschreven door:

• de Lewistheorie
• de valentiebindingstheorie
• de VSEPR-theorie (ValentieSchil-ElektronenPaarRepulsietheorie)
• de molecuulorbitaaltheorie