|
Met de term '''elektronenpaar''' wordt meestal verwezen naar een paar elektronen in de buitenste schil van een [[atoom ]]dat niet voor een valentiebinding gebruikt wordt. Deze elektronenparen horen bij het betreffende atoom, maar kunnen een tijdelijke band met een ander deeltje vormen. In dat laatste verband wordt ook vaak gesproken van een [[vrij elektronepaarelektronenpaar]]. Het tegengestelde van een elektronenpaar is een [[ongepaard elektron]].
==Kenmerken==
== Complexvorming ==
[[Image:Covalent&PolarBond.png|right|thumb|200px|[[MO-diagram]] met een covalente binding (links) en een polaire covalente binding (rechts) in een [[diatomisch molecuul]]. In beide gevallen wordt door middel van een elektronenpaar een binding gecreeërd.]]
Bij de vorming van een binding met behulp van een vrij elektronenpaar blijven de elektronen bij hun oorspronkelijke atoom horen. Ze brengen echter een (klein) deel van hun tijd door bij een ander atoom. Automatisch betekent dat dus dat er op het eigen atoom minder elektronen zijn. De overgebleven elektronen worden dus steviger vastgehouden en zijn niet meer beschikbaar. Het type verbindingen dat gevormd wordt, noemt men [[complex (scheikunde)|complexen]].
Kenmerkend aan een elektronenpaar is dat de elektronen dezelfde [[moleculaire orbitaal]] maar een tegengestelde [[Spin (kwantummechanica)|spin]] hebben. Elektronen zijn [[fermion]]en, en kunnen dus volgens het [[uitsluitingsprincipe van Pauli]] niet precies hetzelfde [[kwantumgetal]] hebben. Om toch eenzelfde [[orbitaalkwantumgetal]] te hebben moet deze elektronen daarom verschillende [[spinkwantumgetal]]len hebben. Hieruit volgt dat het aantal elektronen in dezelfde orbitaal per definitie gelijk is aan twee. Door de tegengestelde spinnen is de bijdrage aan het magnetisme over het algemeen [[diamagnetisme|diamagnetisch]].
==Soorten Voorbeelden bindingen==
Leden van een elektronenpaar kunnen de volgende bindingen aangaan:
=== Ammoniak ===
In het [[ammoniak]]molecuul beschikt het [[Stikstof (element)|stikstofatoom]] over acht elektronen op zijn buitenste schil. Deze elektronen zijn in vier paren georganiseerd. Drie van deze paren worden gebruikt voor de valentiebindingen van stikstof naar waterstofatomen. Het vierde paar is een vrij elektronenpaar.
*Een [[chemische binding]] tussen twee atomen.
*Een [[vrij elektronenpaar]].
Dit vrije elektronenpaar hoort bij stikstof, maar kan wel gebruikt worden voor bindingen naar andere deeltjes. Bekend zijn het ammonium-ion (NH<sub>4</sub><sup>+</sup>) waarin het vrije elektronenpaar gebruikt is om een extra waterstof-ion te binden. Een ander bekend voorbeeld is de binding van ammoniak aan koper(II)-ionen, waardoor de koperkleur veel dieper blauw wordt.
*Een binding van [[kernelektron]]en, waarbij geen sprake is van een valentiebinding.
=== Water ===
In [[water]] beschikt zuurstof over twee vrije elektronenparen. Een daarvan is beschikbaar voor de vorming van tijdelijke bindingen naar andere deeltjes. Vooral allerlei metaalionen zijn hier een voorbeeld van. Het verschijnsel wordt hydratatie genoemd, en het is een van de belangrijkste drijfveren achter de oplosbaarheid van een groot aantal zouten in water.
=== Chlorofyl ===
[[Chlorofyl]] is misschien wel de belangrijkste component waarin door middel van vrije elektronenparen een binding tot stand komt tussen een porfirinering en een Mg<sup>2+</sup>-ion.
=== Hemoglobine ===
In [[hemoglobine]], de rode bloedkleurstof, zit ijzer via vrije elektronenparen aan een [[heemverbinding]] gekoppeld. Ook de binding van zuurstof aan hemoglobine verloopt via vrije elektronenparen.
== Geschiedenis ==
De toepassing van het elektronenpaar in atomen en [[molecuul|moleculen]] is ontwikkeld door [[Gilbert Lewis (scheikundige)|Gilbert Lewis]]. De eerste opzet was op basis van het kubisch atoom met acht elektronen op de hoekpunten. Hiermee kon de drievoudige binding in [[ethyn]] niet verklaard worden. Lewis plaatste het [[octetregel|octet]] elektronen in paren op de hoekpunten van een [[viervlak]]. Het koolstofatoom wordt daarbij omringd door vier elektronenparen, waarvan er drie beschikbaar zijn voor een binding met een ander koolstofatoom.
De eerste opzet was op basis van het kubisch atoom met acht elektronen op de hoekpunten. Hiermee kon de drievoudige binding in [[ethyn]] niet verklaard worden. Lewis plaatste het [[octetregel|octet]] elektronen in paren op de hoekpunten van een [[viervlak]]. Het koolstofatoom wordt daarbij omringt door vier elektronenparen, waarvan drie paren beschikbaar zijn voor een binding met een ander koolstofatoom.
== Literatuur ==
| 