In de chemie verwijst polariteit naar de manier waarop atomen zich met elkaar verbinden. Wanneer atomen samenkomen 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 toe getrokken, waardoor het molecuul een lichte onbalans in de lading vertoont.
De plaats van elektronen in een binding
In een neutraal atoom draaien elektronen in een wolk om de atoomkern. Wanneer atomen zich binden, delen ze deze elektronen. In dit geval kruisen de elektronendichtheidswolken elkaar. Dit is het meest uitgesproken in een covalente binding, waarin elektronen gelijkelijk worden gedeeld. Wanneer een molecuul echter polair is, neigen de elektronen 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 in een chemische binding aan te trekken. Om de polariteit van een binding te bepalen, moet je het verschil in de elektronegativiteiten van de betrokken atomen vinden. Als het verschil tussen 0,4 en 1,7 ligt, is de binding polair. Is het verschil groter, dan krijgt de binding een ionisch karakter. Dit betekent dat de elektronen uit het minder elektronegatieve element worden gehaald 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 apolair covalent zijn. Dit betekent dat de elektronen gelijkelijk over de atomen worden verdeeld en dat de binding geen polair karakter heeft.
Het dipoolmoment
In een polaire binding wordt het resulterende verschil in de partiële ladingen van elk atoom een dipoolmoment genoemd. De negatieve gedeeltelijke lading 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 hele molecuul een overeenkomstig netto dipoolmoment geven. Hoewel van het molecuul wordt gezegd dat het elektrisch neutraal is, heeft het nog steeds enkele aantrekkelijke en afstotende eigenschappen vanwege het dipoolmoment. Dit kan leiden tot enkele unieke moleculaire eigenschappen. Het moleculaire dipoolmoment van het watermolecuul leidt bijvoorbeeld tot de kenmerkende hoge oppervlaktespanning van water.
Polaire bindingen en polaire moleculen
In bepaalde gevallen zijn de individuele bindingen van een molecuul polair van aard, maar het molecuul zelf niet. Dit gebeurt wanneer de gedeeltelijke ladingen elkaar opheffen vanwege gelijke sterkte en tegengestelde 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, waardoor een niet-polair molecuul ontstaat.