Op deze vraag is echter een zeer uitgebreid antwoord mogelijk. De kern van je vraag komt eigenlijk neer op '
Wat is een binding'. Ik zal de basis hiervan proberen uitleggen, zoiets zie je ook zeker op de middelbare school en lees anders ook eens de volgende Wikipedia pagina's
Je weet waarschijnlijk dat alle elementen in het periodiek systeem een bepaalt aantal elektronen rond zich hebben. Zo heeft waterstof één elektron, zuurstof zes en natrium elf elektronen. Deze gaan zich ordenen in schillen rond atoomkern. De buitenste schil van een atoom noemen we de valentieschaal. De elektronen die hier aanwezig zijn gaan een rol spelen bij de reactiviteit. Die elektronen hebben we ook nodig voor bindingen tussen afzonderlijke atomen te vormen.
Verder is het enorm belangrijk dat alle elementen in het periodiek systeem streven naar 8 elektronen in hun valentieschaal. Dit is de zogenaamde octetregel. Enkel waterstof en helium zijn hierop een uitzondering en streven naar 2 elektronen in de valentieschaal. In een stabiele verbinding zoals H
2O zal zuurstof altijd streven naar acht elektronen en waterstof naar twee elektronen.
Als je nu het geval waterstof gaat bekijken zie je dat dit maar één elektron in zijn buitenste schil (=valentieschaal) heeft. Hier zit het dus met een probleem om stabiel te blijven. Teken dit op een blad papier als een H met één bolletje rond. Een oplossing hiervoor is om nog een tweede waterstof in de buurt te brengen met opnieuw één elektron. Je krijgt dus H
. + H
. deze twee vrije elektronen gaan een enkelvoudige binding vormen tussen de waterstofatomen. Duidt dit aan met een liggend streepje. H
. + H
. -> H-H
Het gevolg hiervan is dat één afzonderlijk waterstof atoom denkt dat het 2 elektronen rond zich heeft. Het ander waterstof atoom denkt dit ook natuurlijk en beide atomen zijn dus gelukkig
Hetzelfde kan je doen met een koolstofbinding. Koolstof heeft vier elektronen in zijn valentieschaal en streeft naar de octetconfiguratie. Zo krijg je dus
CH4 met een vier enkelvoudige bindingen tussen de waterstoffen en het koolstof atoom. Je kan echter ook een dubbele binding vormen, bijv. bij
etheen (C2H4). Of een drievoudige binding als bij
ethyn (C2H2). Tel alles gerust na je komt steeds aan acht elektronen voor het koolstofatoom en twee elektronen voor het waterstofatoom.
Wat je in de afbeeldingen ziet is steeds de befaamde "Lewis-notatie". Hier stel je bindingen voor via streepjes, vrije elektronen door bolletjes en een elektronenpaar (= 2 elektronen) ook via een streepje. Dit laatste zal je echter nooit tussen twee atomen vinden, altijd rond een atoom. Belangrijk hierbij is ook dat je altijd gaat kijken of een atoom steeds evenveel 'eigen' elektronen rond zich houdt als in een ongebonden toestand. Beschouw onderstaande figuur. Je ziet telkens dat de er zes bolletjes of kruisjes rond ieder atoom staan.
Wanneer dit niet het geval is (wat zeker mogelijk is!) zit je vaak fout. Je hebt dan te maken met ladingen op de afzonderlijke atomen waarbij je zoals je wel kan verwachten een effect hebben op de stabiliteit van een molecule.
Op die manier kun je dus relatief gemakkelijk uitmaken of een stof al dan niet zal bestaan. Zo kan je wel H
2 kunnen maken, maar zal H
3 niet lukken. Wanneer je met elektronen blijft overzitten krijg je zeer onwaarschijnlijke gevallen. Dit was ook het geval bij je voorbeeld van SHSO. Wanneer ik dit uittekende bleef er onder meer één elektron over. Hier klopt dus iets niet...
Over de zwavelbrug dan; dit is eigenlijk niets anders dan de gewone enkelvoudige binding zoals ik die hierboven heb besproken. Ze krijgt een andere naam omdat ze speciale eigenschappen heeft.
Om te eindigen met het geval SCO. Teken de lewis-structuur hier eens van. Tel eerst hoeveel elektronen er in ieder atoom zijn valentieschaal zitten (je kan dit zien op je periodiek systeem, hint: 6 voor zuurstof). Tel die op en verdeel vervolgens over de molecule. De volgorde van de elementen is zoals in de formule. Je zou op een structuur moeten uitkomen met twee dubbele bindingen.
"Success is the ability to go from one failure to another with no loss of enthusiasm" - Winston Churchill
