In de chemie verwijst polariteit naar de manier waarop atomen zich met elkaar verbinden. Wanneer atomen bij elkaar komen in chemische binding, delen ze elektronen. Een polair molecuul ontstaat wanneer een van de atomen een sterkere aantrekkingskracht uitoefent op de elektronen in de binding. De elektronen worden meer naar dat atoom getrokken, zodat het molecuul een lichte onevenwichtigheid van de lading vertoont.

De plaats van elektronen in een binding |

In een neutraal atoom cirkelen elektronen rond de atoomkern in een wolk. Wanneer atomen binden, delen ze deze elektronen. In dit geval kruisen de elektronendichtheidswolken elkaar. Dit is het meest uitgesproken in een covalente binding, waarin elektronen gelijk verdeeld worden. Wanneer een molecuul polair is, neigen de elektronen echter naar een van de atomen van de binding. Het exacte beeld van de elektronendichtheidswolken voor deze bindingen kan verschillen afhankelijk van de betrokken atomen.

Polariteit bepalen

De polariteit van een binding wordt bepaald door een periodiek concept dat elektronegativiteit wordt genoemd. Elektronegativiteit is een uitdrukking van de neiging van een atoom om elektronen aan te trekken in een chemische binding. Om de polariteit van een binding te bepalen, moet je het verschil in de elektronegativiteit van de betrokken atomen vinden. Als het verschil tussen 0,4 en 1,7 ligt, is de binding polair. Als het verschil groter is, heeft de binding een ionisch karakter. Dit betekent dat de elektronen uit het minder elektronegatieve element worden genomen en al hun tijd in een baan rond het meer elektronegatieve element doorbrengen. Als het verschil in elektronegativiteiten kleiner is dan 0,4, zal de binding niet-polair covalent zijn. Dit betekent dat de elektronen gelijkelijk worden verdeeld tussen de atomen en dat de binding geen polar karakter heeft.

The Dipole Moment

In een polaire binding is het resulterende verschil in de gedeeltelijke ladingen van elk atoom wordt een dipoolmoment genoemd. De negatieve deellading bevindt zich op het meer elektronegatieve element. De positieve deellading bevindt zich op het minder elektronegatieve element. De dipoolmomenten in de individuele bindingen waaruit een molecuul bestaat, kunnen het gehele molecuul een overeenkomstig netto dipoolmoment geven. Hoewel het molecuul elektrisch neutraal is, heeft het nog steeds enkele aantrekkelijke en afstotende eigenschappen vanwege zijn dipoolmoment. Dit kan tot enkele unieke moleculaire eigenschappen leiden. Het moleculaire dipoolmoment van het watermolecuul leidt bijvoorbeeld tot een karakteristiek hoge oppervlaktespanning.

Polaire bindingen en polaire moleculen

In sommige gevallen zijn de individuele bindingen van een molecuul polair van aard, maar de molecuul zelf is dat niet. Dit gebeurt wanneer de gedeeltelijke ladingen elkaar opheffen vanwege gelijke sterkte en tegenovergestelde fysieke oriëntatie. Het koolstofdioxidemolecuul bestaat bijvoorbeeld uit twee koolstof-zuurstofbindingen. De elektronegativiteit van zuurstof is 3,5 en de elektronegativiteit van koolstof is 2,5. Ze hebben een verschil van één, wat betekent dat elke koolstof-zuurstofbinding polair is. In het koolstofdioxidemolecuul zijn de atomen echter lineair georiënteerd met de koolstof in het midden. De gedeeltelijke ladingen van de twee zuurstofatomen worden opgeheven, wat een niet-polaire molecule oplevert.