elektronegativiteit en Bindingspolariteit

hoewel we covalente binding gedefinieerd hebben als het delen van elektronen, worden de elektronen in een covalente binding niet altijd gelijkelijk gedeeld door de twee gebonden atomen. Tenzij de binding twee atomen van hetzelfde element verbindt, zoals in H2, zal er altijd één atoom zijn dat de elektronen in de binding sterker aantrekt dan het andere atoom, zoals in HCl, weergegeven in Figuur \(\Paginindex{1}\). Een covalente binding die een gelijk deel van elektronen heeft (figuur \(\Pagindex{1a}\)) wordt een niet-polaire covalente binding genoemd. Een covalente binding die een ongelijk delen van elektronen heeft, zoals in Figuur \(\Pagindex{1b}\), wordt een polaire covalente binding genoemd.

de distributie van elektronendichtheid in een polaire binding is ongelijk. Het is groter rond het atoom dat de elektronen meer aantrekt dan de andere. De elektronen in de H–Cl-binding van een waterstofchloridemolecuul besteden bijvoorbeeld meer tijd in de buurt van het chlooratoom dan in de buurt van het waterstofatoom. Merk op dat het gearceerde gebied rond Cl in Figuur \(\Paginindex{1b}\) veel groter is dan rond H.

deze onbalans in elektronendichtheid resulteert in een opbouw van gedeeltelijke negatieve lading (aangeduid als δ−) aan de ene kant van de binding (Cl) en een gedeeltelijke positieve lading (aangeduid als δ+) aan de andere kant van de binding (H). Dit is te zien in Figuur \(\Paginindex{2a}\). De scheiding van lading in een polaire covalente binding resulteert in een elektrische dipool (twee polen), vertegenwoordigd door de pijl in Figuur \(\Paginindex{2b}\). De richting van de pijl wordt naar het δ− uiteinde gericht terwijl de + staart van de pijl het δ+ – uiteinde van de binding aangeeft.

elke covalente binding tussen atomen van verschillende elementen is een polaire binding, maar de mate van polariteit varieert sterk. Sommige bindingen tussen verschillende elementen zijn slechts minimaal polair, terwijl andere sterk polair zijn. Ionenbindingen kunnen worden beschouwd als de ultieme polariteit, waarbij elektronen worden overgedragen in plaats van gedeeld. Om de relatieve polariteit van een covalente binding te beoordelen, gebruiken chemici elektronegativiteit, wat een relatieve maat is voor hoe sterk een atoom elektronen aantrekt wanneer het een covalente binding vormt. Er zijn verschillende numerieke schalen voor het beoordelen van elektronegativiteit. Figuur \(\Paginindex{3}\) toont een van de meest populaire—De Paulingschaal.

de polariteit van een covalente binding kan worden beoordeeld door het verschil in de elektronegativiteit van de twee atomen die de binding maken te bepalen. Hoe groter het verschil in elektronegativiteit, hoe groter de onbalans van het delen van elektronen in de binding. Hoewel er geen harde en snelle regels zijn, is de algemene regel als het verschil in elektronegativiteit kleiner is dan ongeveer 0.4, wordt de binding als niet-polair beschouwd; als het verschil groter is dan 0,4, wordt de binding als polair beschouwd. Als het verschil in elektronegativiteit groot genoeg is (over het algemeen groter dan ongeveer 1,8), wordt de resulterende verbinding eerder als ionisch dan als covalent beschouwd. Een elektronegativiteitsverschil van nul wijst natuurlijk op een niet-polaire covalente binding.