Scheikunde samenvatting hoofdstuk 2:
Bindingstypen
Paragraaf 2.3: Polaire atoombinding
Atomen in moleculen zijn via atoombindingen met elkaar verbonden. Maar er zijn verschillen in de
aard van die atoombindingen. Er zijn ook verschillende interacties tussen de moleculen mogelijk.
In een waterstofmolecuul (H2) vormen 2 waterstofatomen een gemeenschappelijk elektronenpaar
(H-H). De binding tussen 2 niet-metaal atomen door middel van een gemeenschappelijk
elektronenpaar noem je een atoombinding.
In het waterstofchloridemolecuul (HCL) is er met de atoombinding iets bijzonders aan de hand. Het
chlooratoom heeft een grotere elektronegativiteit dan het waterstofatoom (de elektronegativiteit is
te vinden in binas tabel 40A). De elektronegativiteit geeft aan hoe hard het atoom trekt aan het
gemeenschappelijk elektronenpaar. Het chlooratoom trekt dus harder aan het gemeenschappelijk
elektronenpaar dan het waterstof atoom. Daarom verschuift het elektronenpaar in de richting van
het chlooratoom.
Waterstof elektronegativiteit: Chloor elektronegativiteit:
2,1 3,2
asdasd
Het chlooratoom krijgt hierdoor een partiële lading en word daarom een klein beetje negatief δ-
(delta min) (de elektronen zitten dichter bij het chlooratoom) en dus wordt het waterstofatoom een
klein beetje positief δ+ (delta plus). De binding tussen het waterstofatoom en het chlooratoom is
daardoor een polaire atoombinding (doordat de ene een δ+ pool heeft, en de ander een δ- pool).
Een atoombinding tussen 2 identieke atomen wordt daarom ook wel een niet-polaire / apolaire
atoombinding genoemd.
Apolair: polair:
Positie van gemeenschappelijk
elektronenpaar
Verschil in elektronegativiteit (VUISTREGEL):
0,0 – 0,4 → apolaire atoombinding
0,4 – 1,7 → polaire atoombinding
> 1,7 → ionbinding
De polaire atoombinding zorgt ervoor dat het HCL-molecuul een dipoolmolecuul is. Twee atomige
moleculen met een groot verschil in elektronegativiteit zijn dus altijd dipoolmoleculen: de ene kant
van het molecuul is een klein beetje positief geladen, terwijl de andere kant van het molecuul dan
een klein beetje negatief geladen is.
Dipoolmolecuul:
Polaire atoombinding
Bindingstypen
Paragraaf 2.3: Polaire atoombinding
Atomen in moleculen zijn via atoombindingen met elkaar verbonden. Maar er zijn verschillen in de
aard van die atoombindingen. Er zijn ook verschillende interacties tussen de moleculen mogelijk.
In een waterstofmolecuul (H2) vormen 2 waterstofatomen een gemeenschappelijk elektronenpaar
(H-H). De binding tussen 2 niet-metaal atomen door middel van een gemeenschappelijk
elektronenpaar noem je een atoombinding.
In het waterstofchloridemolecuul (HCL) is er met de atoombinding iets bijzonders aan de hand. Het
chlooratoom heeft een grotere elektronegativiteit dan het waterstofatoom (de elektronegativiteit is
te vinden in binas tabel 40A). De elektronegativiteit geeft aan hoe hard het atoom trekt aan het
gemeenschappelijk elektronenpaar. Het chlooratoom trekt dus harder aan het gemeenschappelijk
elektronenpaar dan het waterstof atoom. Daarom verschuift het elektronenpaar in de richting van
het chlooratoom.
Waterstof elektronegativiteit: Chloor elektronegativiteit:
2,1 3,2
asdasd
Het chlooratoom krijgt hierdoor een partiële lading en word daarom een klein beetje negatief δ-
(delta min) (de elektronen zitten dichter bij het chlooratoom) en dus wordt het waterstofatoom een
klein beetje positief δ+ (delta plus). De binding tussen het waterstofatoom en het chlooratoom is
daardoor een polaire atoombinding (doordat de ene een δ+ pool heeft, en de ander een δ- pool).
Een atoombinding tussen 2 identieke atomen wordt daarom ook wel een niet-polaire / apolaire
atoombinding genoemd.
Apolair: polair:
Positie van gemeenschappelijk
elektronenpaar
Verschil in elektronegativiteit (VUISTREGEL):
0,0 – 0,4 → apolaire atoombinding
0,4 – 1,7 → polaire atoombinding
> 1,7 → ionbinding
De polaire atoombinding zorgt ervoor dat het HCL-molecuul een dipoolmolecuul is. Twee atomige
moleculen met een groot verschil in elektronegativiteit zijn dus altijd dipoolmoleculen: de ene kant
van het molecuul is een klein beetje positief geladen, terwijl de andere kant van het molecuul dan
een klein beetje negatief geladen is.
Dipoolmolecuul:
Polaire atoombinding
