Door Riti GuptaBijgewerkt 30 augustus 2022

JK1991/iStock/GettyImages

Elektronegativiteit is de drijvende kracht die bepaalt hoe sterk een atoom elektronen aantrekt. Hoe groter de elektronegativiteit van een atoom, hoe meer het gedeelde elektronen naar zich toe trekt. Dit principe ligt ten grondslag aan de verscheidenheid aan chemische bindingen die we tegenkomen.

Wanneer één atoom aanzienlijk elektronegatiever is dan zijn partner, doen zich twee scenario's voor. Het kan een elektron van het andere atoom volledig opvangen, waardoor een ionische binding ontstaat . Als alternatief kan het eenvoudigweg de gedeelde elektronen dichter bij elkaar brengen, waardoor een polaire covalente binding ontstaat . Bindingen waarbij zeer elektronegatieve atomen betrokken zijn, zoals zuurstof of fluor, vertonen doorgaans dit polaire karakter, waarbij het elektronegatieve atoom een gedeeltelijk negatieve lading draagt (δ‑) en zijn partner een gedeeltelijk positieve lading (δ+).

Chemische bindingen classificeren

Obligaties vallen binnen een spectrum van puur niet-polair tot volledig polair. Een ionische binding vertegenwoordigt het uiterste, waarbij het elektronegativiteitsverschil van één atoom zo groot is dat er volledig een elektron voor nodig is. Er ontstaat een niet-polaire covalente binding wanneer de twee atomen elektronen gelijkelijk delen, zoals te zien is bij homonucleaire diatomische moleculen zoals H₂ of Cl₂.

Voor bindingen die tussen deze uitersten liggen, dicteert het verschil in elektronegativiteit (ΔEN) het bindingstype. De volgende tabel geeft een overzicht van de algemeen aanvaarde drempelwaarden:

Het type binding bepalen op basis van het verschil in elektronegativiteit

Het onderscheid tussen polaire en niet-polaire bindingen hangt dus af van ΔEN.

Polaire versus niet-polaire moleculen

Een molecuul kan polaire covalente bindingen bevatten, maar toch niet-polair blijven als de dipolen van de binding elkaar opheffen vanwege moleculaire symmetrie. Water (H₂O) is een klassieke polaire verbinding:de gebogen geometrie laat een netto dipool achter, waardoor uitgebreide waterstofbindingen mogelijk zijn. Boriumtrifluoride (BF₃) heeft daarentegen drie polaire B-F-bindingen die zijn gerangschikt in een vlakke trigonale vorm die elkaar opheffen, waardoor het molecuul over het algemeen niet-polair wordt.

Waarom polariteit belangrijk is

Polariteit heeft een diepgaande invloed op de interactie van moleculen, vooral in oplossing. Suikers lossen bijvoorbeeld gemakkelijk op in water omdat beide moleculen polaire functionele groepen bezitten die waterstofbruggen vormen. Het zuurstofatoom van water heeft een gedeeltelijk negatieve lading, terwijl de waterstofatomen gedeeltelijk positieve lading dragen, waardoor een omgeving ontstaat die de waterstofbinding met de hydroxylgroepen (–OH) van suiker bevordert.

Omgekeerd bestaan oliën grotendeels uit niet-polaire C-H-bindingen. Het kleine elektronegativiteitsverschil tussen koolstof en waterstof resulteert in verwaarloosbare dipoolmomenten, waardoor waterstofbinding wordt voorkomen. Oliemoleculen hebben dus geen gunstige interactie met het polaire netwerk van water, wat leidt tot onmengbaarheid.

Door de structurele kenmerken van een verbinding en de aard van de bindingen te onderzoeken, kunnen scheikundigen voorspellen of de verbinding polariteit zal vertonen en daarmee ook het gedrag ervan in verschillende chemische contexten.

• 

• Wetenschap & Ontdekkingen © https://nl.scienceaq.com

•