Covalente bindingen

De drievoudige binding in N₂ is 110 pm lang; de enkele binding in ethaan is 154 pm. Meer gedeelde paren trekken atomen dichter bij elkaar.

Als twee niet-metaalatomen elkaar ontmoeten, wil geen van beide elektronen helemaal afstaan. Beide trekken hard, dus in plaats van overdracht delen ze. Elk atoom stopt één elektron in een paar dat tussen de twee kernen zit, en beide kernen worden door dat paar aangetrokken. Het gedeelde paar is de covalente binding. Zo wordt vrijwel elke stof in een levend wezen bij elkaar gehouden, van water tot DNA.

Gedeelde paren tellen

Neem methaan, CH₄. Koolstof heeft 4 buitenste elektronen en heeft er 4 meer nodig. Elk waterstof heeft er 1 en heeft er 1 meer nodig. Koolstof deelt één paar met elk van vier waterstofatomen. Nu telt koolstof 8 elektronen om zich heen en telt elk waterstof er 2. Iedereen heeft een volle schil, en het molecuul heeft vier enkele bindingen. Het aantal bindingen dat een atoom meestal vormt, heet zijn valentie: waterstof 1, zuurstof 2, stikstof 3, koolstof 4. Met die vier getallen kun je de meeste kleine moleculen met de hand bouwen.

Bij elk klein molecuul kun je een structuur controleren door elektronen te tellen. Tel de buitenste elektronen van alle atomen op: water heeft 1 + 1 + 6 = 8. Elke binding gebruikt er 2, en wat overblijft, zit in vrije elektronenparen. Water heeft twee O-H-bindingen, die 4 elektronen gebruiken, waardoor 4 elektronen overblijven als twee vrije paren op zuurstof. Zuurstof telt dan 8 om zich heen en elk waterstof 2. Ammoniak werkt hetzelfde: 5 + 3 = 8 elektronen, drie N-H-bindingen en één vrij paar. Deze vrije paren bepalen de vormen van de moleculen in de volgende eenheid.

Dubbele en drievoudige bindingen

Soms is één gedeeld paar niet genoeg. In een zuurstofmolecuul, O₂, heeft elk atoom 6 buitenste elektronen en heeft er 2 meer nodig, dus de twee atomen delen twee paren: een dubbele binding, O=O. In stikstof, N₂, heeft elk atoom er 3 nodig, en ze delen drie paren: een drievoudige binding, N≡N. Het model tekent elk gedeeld paar als een apart staafje, zodat je ze kunt tellen. Koolstof kan alle drie. Ethaan, C₂H₆, heeft een C-C-enkele binding, etheen, C₂H₄, een C=C-dubbele binding, en ethyn (acetyleen), C₂H₂, een C≡C-drievoudige binding.

Meer gedeelde paren houden de atomen dichterbij en steviger vast. De gemeten koolstof-koolstofafstanden uit de NIST-database laten het duidelijk zien: 153.6 pm in ethaan, 133.9 pm in etheen en 120.3 pm in ethyn. De drievoudige stikstofbinding, 109.8 pm, is zo sterk dat stikstofgas nauwelijks reageert, ook al vormt het het grootste deel van de lucht die we inademen. Planten kunnen het niet direct gebruiken; ze vertrouwen op bacteriën en bliksem om het te breken.

Moleculen, geen roosters

Covalente bindingen verbinden een vast aantal atomen tot een molecuul met een bepaalde vorm. De bindingen in een watermolecuul zijn sterk, maar de krachten tussen het ene watermolecuul en het volgende zijn veel zwakker. Daarom zijn veel covalente stoffen bij kamertemperatuur gassen of vloeistoffen en smelten of koken ze bij lage temperaturen: je hoeft alleen de moleculen te scheiden, niet te breken. Methaan kookt bij ongeveer −161.5 °C. Een paar covalente stoffen, zoals diamant en kwarts, zijn gigantische netwerken van bindingen zonder losse moleculen, en die behoren tot de hardste materialen die we kennen.