Polariteit begrijpen

* Polaire bindingen: Tijdens twee atomen met verschillende elektronegativiteit (het vermogen om elektronen aan te trekken) delen elektronen ongelijk. Dit creëert een lichte positieve lading op het ene atoom en een lichte negatieve lading aan het andere.

* Niet -polaire bindingen: Tijdens twee atomen met vergelijkbare elektronegativiteit delen elektronen gelijk. Er is geen scheiding van lading.

* Niet -polaire moleculen: Een molecuul is niet -polair als al zijn bindingen niet -polair zijn en De vorm van het molecuul is symmetrisch. Dit betekent dat de polaire obligaties elkaar opzeggen.

Voorbeelden van moleculen met alle niet -polaire bindingen

* H₂ (waterstofgas): Beide waterstofatomen hebben dezelfde elektronegativiteit, dus de binding is niet -polair. Het molecuul is ook lineair en symmetrisch.

* CL₂ (chloorgas): Beide chlooratomen hebben dezelfde elektronegativiteit, wat resulteert in een niet -polaire binding. Het molecuul is lineair en symmetrisch.

* o₂ (zuurstofgas): Beide zuurstofatomen hebben dezelfde elektronegativiteit, waardoor een niet -polaire binding ontstaat. Het molecuul is lineair en symmetrisch.

* n₂ (stikstofgas): Beide stikstofatomen hebben dezelfde elektronegativiteit, wat resulteert in een niet -polaire binding. Het molecuul is lineair en symmetrisch.

* co₂ (koolstofdioxide): Hoewel koolstof en zuurstof verschillende elektronegativiteiten hebben, zijn de twee C =O -bindingen polair. De lineaire vorm van CO₂ betekent echter dat de polariteit elkaar annuleren, waardoor het molecuul niet -polair in het algemeen wordt.

Belangrijke opmerking: Alleen omdat een molecuul alle niet -polaire bindingen heeft, betekent dit niet automatisch dat het niet -polair is. De vorm van het molecuul speelt ook een cruciale rol. Water (H₂o) heeft bijvoorbeeld polaire bindingen, maar is een polair molecuul vanwege de gebogen vorm.