Atomen, Orbitalen en Bindingen

Alle stoffen om ons heen bestaan uit moleculen. Een molecuul is een driedimensionale structuur van atomen die met elkaar verbonden zijn via molecuulbindingen. Een goed begrip van deze concepten is een vereiste voor organische chemie en dus herhalen we ze kort in dit artikel.

Structuur van een atoom

Atomen bestaan uit een kern, ook wel nucleus genoemd, omgeven door "elektronenwolken." De kern bevat deeltjes genaamd protonen met een positieve lading en neutronen zonder lading. De elektronen die om de nucleus heen bewegen hebben een negatieve lading. Een atoom is elektrisch neutraal wanneer deze evenveel protonen als elektronen bevat.

Het aantal protonen in de kern van een atoom bepaalt het zogenaamde atoomnummer. Het atoomnummer bepaalt het bindingsgedrag van het atoom en ook het element van het atoom. Alle elementen kun je terugvinden in het periodiek systeem. Het element koolstof heeft bijvoorbeeld altijd 6 protonen in de kern.

Verder worden atomen ingedeeld op basis van hun massa. Het massagetal van een atoom is simpelweg het aantal protonen en neutronen opgeteld. Elektronen hebben te weinig massa om mee te tellen. Niet elk atoom van hetzelfde element heeft dezelfde massa. Meestal heeft een koolstofatoom een massagetal van 12 (genoteerd als ¹²C) maar er bestaan ook koolstofatomen met een massagetal van 13 of 14 (genoteerd als ¹³C en ¹⁴C).

Atomen met een verschillend massagetal worden isotopen van elkaar genoemd. Koolstof bestaat voor 99% uit ¹²C, en verder uit ¹³C en ¹⁴C. Het gewogen gemiddelde van al deze isotopen wordt de relatieve atoommassa genoemd, uitgedrukt in atomaire massa-eenheden (oftewel u). Voor koolstof is de relatieve atoommassa 12,011 u.

Orbitalen

Elektronen bewegen zich rondom de kern in elektronenwolken, maar aangezien ze allemaal negatief geladen zijn bevinden ze zich niet allemaal op dezelfde afstand van de kern (waar ze elkaar zouden afstoten). Elektronen verdelen zich in schillen rondom de kern en elke schil is verder onderverdeeld in orbitalen, welke elk twee elektronen kunnen bevatten (ook wel het uitsluitingsprincipe van Pauli genoemd).

Er bestaan verschillende types orbitalen elk met een eigen vorm en energieniveau, waaronder s-orbitalen, p-orbitalen, d-orbitalen en f-orbitalen (in volgorde van energieniveau). Hoe hoger het atoomnummer, hoe meer elektronenschillen en orbitalen nodig zijn om alle bijbehorende elektronen te kunnen accommoderen.

Schematische voorstelling van de 1s-, 2s- en drie 2p-orbitalen. Afbeelding van Wikipedia.

Volgens het zogenaamde aufbau-principe verdelen elektronen zich zó over de orbitalen dat ze de laagste energieniveaus eerst opvullen. Hoe verder de elektronenschil van de kern verwijderd is, hoe hoger het energieniveau. De eerste vier schillen worden als volgt ingedeeld:

• Schil 1: één s-orbitaal, max. 2 elektronen.
  
• Schil 2: één s-orbitaal en drie mogelijke p-orbitalen, max. 8 elektronen.
  
• Schil 3: 1×s, 3×p, 5×d, max. 18 elektronen.
  
• Schil 4: 1×s, 3×p, 5×d, 7×f, max. 32 elektronen.
  

Een koolstofatoom met zes protonen moet dus zes elektronen over de verschillende orbitalen verdelen. De eerste twee gaan in het s-orbitaal van schil 1 (1s genoemd), de volgende twee gaan in het s-orbitaal van schil 2 (2s) en de laatste twee gaan elk in één van de drie p-orbitalen van schil 2 (2p). De elektronen in de buitenste schil (hier schil 2) worden ook wel valentie-elektronen genoemd. Het zijn deze elektronen die uiteindelijk bindingen met andere atomen vormen.

Bindingen

Een atoom is het meest stabiel wanneer de buitenste schil acht elektronen bevat (of twee in het geval van waterstof). Dit fenomeen wordt ook wel de octetregel genoemd. Om dit te bereiken kan een atoom elektronen opnemen, afstaan of delen. Wanneer atomen dit doen ontstaan bindingen. Er zijn verschillende soorten bindingen, maar voor ons zijn voor nu alleen ionbindingen en covalente bindingen van belang.

Ionbindingen

Elementen als Natrium en Lithium, en alle andere elementen in de eerste groep, hebben één elektron in hun buitenste schil. Deze hoeven maar één elektron af te staan om een stabiele situatie te bereiken. Voor elementen in de 17e groep, zoals Chloor, geldt het omgekeerde. Deze hoeven maar één elektron op te nemen om stabiel te zijn. Wanneer Natrium een elektron afstaat (en positief geladen wordt) en Chloor een elektron opneemt (en negatief geladen wordt) ontstaat tussen deze twee elementen een zogenaamde ionbinding. Samen vormen ze de stof keukenzout.

Ionbindingen zijn dus bindingen waarbij de atomen bijeengehouden worden door aantrekkingskracht tussen de positieve lading van het ene atoom en de negatieve lading van het andere.

Covalente bindingen

Wanneer atomen elektronen met elkaar delen wordt dit een covalente binding genoemd. Fluor heeft bijvoorbeeld maar één elektron nodig om op acht elektronen in de buitenste schil te komen. Twee atomen Fluor kunnen dan beide één van hun buitenste elektronen met elkaar delen. Op deze manier zijn ze beide stabiel met acht elektronen in de buitenste schil. Dit delen van elektronen houdt ze bij elkaar.

Het zijn vooral deze covalente bindingen die van belang zijn in de koolstofchemie.