Waarom atomen binden

Het verbreken van één mol H-H-bindingen kost 436 kJ, dus twee waterstofatomen zijn samen veel stabieler dan los.

Bijna niets om je heen bestaat uit losse, afzonderlijke atomen. De lucht bestaat vooral uit N₂- en O₂-moleculen, water is H₂O, en een zoutkorrel is een blok natrium en chloor dat per miljard is samengepakt. Alleen de edelgassen zweven als losse atomen rond. De echte vraag is dus niet of atomen zich verbinden, maar waarom ze dat doen, en waarom sommige combinaties wel voorkomen en andere nooit.

Lagere energie is stabieler

Een bal op een heuvel rolt omlaag en blijft in het dal liggen. Atomen volgen dezelfde regel met energie. Als twee waterstofatomen naderen, wordt het elektron van elk door beide kernen tegelijk aangetrokken. Tot op zekere hoogte weegt die aantrekking zwaarder dan de afstoting tussen de twee kernen en tussen de twee elektronen, en de totale energie daalt. Bij een afstand van 74 pm bereikt de energie haar laagste punt. Duw je de kernen dichter op elkaar, dan neemt afstoting het over; trek je ze uit elkaar, dan moet je energie terugstoppen. Dat dal is de binding.

De diepte van het dal is de bindingsenergie. Voor waterstof is dat 436 kJ per mol moleculen, ongeveer 6 × 10²³ bindingen. Die energie moet worden geleverd om de moleculen te splitsen, en komt vrij als de atomen zich verbinden. Brandstoffen werken andersom: als waterstof brandt, worden zwakkere bindingen verbroken en sterkere in water gemaakt, en het verschil komt vrij als warmte.

Hoe kan iemand een afstand van 74 pm meten? Niemand gebruikt een liniaal. Moleculen draaien en trillen, en ze absorberen licht alleen bij bepaalde frequenties die afhangen van hoe ver hun atomen uit elkaar zitten en hoe stijf de binding is. Meet die frequenties met een spectrometer en de bindingslengte en -hoek volgen uit de berekening. De NIST Computational Chemistry Comparison and Benchmark Database verzamelt deze gemeten geometrieën, en elke bindingslengte en -hoek in de 3D-modellen van deze cursus komt daaruit.

Het patroon van de volle schil

Scheikundigen hebben een snelle manier om te voorspellen welke bindingen zich vormen. Edelgassen, met volle buitenste schillen, reageren nauwelijks, dus een volle schil lijkt een comfortabele rangschikking. Veel atomen binden op een manier die elk een volle buitenste schil geeft, meestal 8 elektronen, of 2 voor waterstof. Dit heet de octetregel. De Amerikaanse scheikundige G. N. Lewis beschreef het gedeelde elektronenpaar in 1916, en zijn puntdiagrammen worden nog steeds gebruikt om elektronen in bindingen te tellen.

Er zijn drie manieren om een volle schil te bereiken, en ze geven de drie hoofdsoorten binding. Een atoom kan elektronen aan een ander atoom geven, wat ionen maakt die door elektrische aantrekking bij elkaar worden gehouden: een ionbinding. Twee atomen kunnen elektronenparen delen zodat elk de gedeelde als de zijne telt: een covalente binding. Of een hele menigte metaalatomen kan hun buitenste elektronen bij elkaar gooien: een metaalbinding. Welke het wordt, hangt vooral af van de elektronegativiteit, de aantrekking die elk atoom op elektronen uitoefent.

De octetregel is een richtlijn, geen wet. Boor in BF₃ heeft maar 6 buitenste elektronen, en zwavel in SF₆ heeft er 12. Overgangsmetalen volgen hun eigen telling. Voor de eerste twintig elementen en de verbindingen van koolstof, stikstof en zuurstof werkt hij echter opvallend vaak, en het is de juiste plek om te beginnen.