moleculaire bindingen (covalente bindingen)

* Formatie: Atomen delen elektronen om een ​​stabiele elektronenconfiguratie te bereiken (meestal een volledige buitenste schaal).

* elektronegativiteit: Bij betrokken atomen hebben vergelijkbare elektronegativiteiten (aantrekkingskracht voor elektronen). Het verschil in elektronegativiteit is klein, meestal minder dan 1,7.

* bindtype: Delen van elektronen.

* resulterende verbindingen: Meestal vormen moleculen (discrete eenheden), vaak gassen of vloeistoffen bij kamertemperatuur.

* eigenschappen:

* Lagere smelt- en kookpunten: Omdat de bindingen zwakker zijn, is er minder energie nodig om ze te breken.

* Typisch niet-geleidend: Elektronen zijn gelokaliseerd in het molecuul, niet vrij om te bewegen.

* kan polair of niet-polair zijn: Hangt af van de symmetrie van het molecuul en het elektronegativiteitsverschil tussen de atomen.

Voorbeelden:

* Water (H₂o) - De waterstof- en zuurstofatomen delen elektronen.

* Methaan (CH₄) - Koolstof- en waterstofatomen delen elektronen.

ionische bindingen

* Formatie: Eén atoom (meestal een metaal) verliest een of meer elektronen en wordt een positief geladen ion (kation). Een ander atoom (meestal een niet-metaal) krijgt deze elektronen en wordt een negatief geladen ion (anion). Tegengestelde ladingen trekken aan en vormen de obligatie.

* elektronegativiteit: Bij betrokken atomen hebben aanzienlijk verschillende elektronegativiteiten. Het verschil in elektronegativiteit is meestal groter dan 1,7.

* bindtype: Elektrostatische aantrekkingskracht tussen tegengesteld geladen ionen.

* resulterende verbindingen: Vorm ionische verbindingen (zouten), vaak kristallijne vaste stoffen bij kamertemperatuur.

* eigenschappen:

* Hoog smelten- en kookpunten: Sterke elektrostatische krachten vereisen veel energie om te breken.

* Geleidend wanneer opgelost of gesmolten: Gratis ionen kunnen elektrische stroom dragen.

* vaak bros: De rigide structuur kan gemakkelijk breken.

Voorbeelden:

* Natriumchloride (NaCl) - Natrium verliest een elektron om NA⁺ te worden, terwijl chloor een elektron krijgt om Cl⁻ te worden.

* Magnesiumoxide (MGO) - Magnesium verliest twee elektronen om mg²⁺ te worden, en zuurstof krijgt twee elektronen om o²⁻ te worden.

Sleutelpunt: De classificatie van een binding als puur ionisch of covalent is vaak een vereenvoudiging. Veel bindingen hebben kenmerken van beide. De term "polaire covalente" wordt gebruikt wanneer er een ongelijke delen van elektronen is, wat leidt tot een enigszins positief en enigszins negatief uiteinde van het molecuul.