Wanneer is een molecuul een dipool?

Een molecuul is een dipool (of polair) wanneer het een ongelijke ladingsverdeling heeft. Dit betekent dat de ene kant van het molecuul een beetje negatief geladen is (partiële negatieve lading, $\delta^-$) en de andere kant een beetje positief geladen (partiële positieve lading, $\delta^+$).

Dit ontstaat door twee belangrijke factoren:

1. Polaire atoombindingen: Dit gebeurt wanneer atomen met een verschillend vermogen om elektronen aan te trekken (elektronegativiteit) aan elkaar gebonden zijn. Het atoom dat sterker aan de elektronen trekt, krijgt een partiële negatieve lading, en het andere atoom krijgt een partiële positieve lading. Een verschil in elektronegativiteit tussen 0,4 en 1,7 duidt op een polaire atoombinding.

   • Voorbeeld: In een watermolecuul ($H_2O$) is zuurstof (O) elektronegatiever dan waterstof (H). Het verschil in elektronegativiteit tussen O (3,5) en H (2,1) is 1,4, wat groter is dan 0,4. De O-H bindingen zijn dus polair. De zuurstofatomen trekken de elektronen sterker aan, waardoor de zuurstofkant van de binding een beetje negatief wordt en de waterstofkanten een beetje positief.

2. Molecuulgeometrie (de vorm van het molecuul): Zelfs als een molecuul polaire atoombindingen heeft, hoeft het niet per se een dipool te zijn. De ruimtelijke structuur van het molecuul bepaalt of de partiële ladingen elkaar opheffen of niet.

   • Voorbeeld 1: Water ($H_2O$) Water heeft twee polaire O-H bindingen. Door de gebogen vorm van het watermolecuul (denk aan een V-vorm), heffen de partiële ladingen elkaar niet op. De negatieve kant (bij het zuurstofatoom) en de positieve kanten (bij de waterstofatomen) blijven bestaan, waardoor water een dipool is.
   • Voorbeeld 2: Koolstofdioxide ($CO_2$) In koolstofdioxide zijn de C-O bindingen polair, omdat zuurstof elektronegatiever is dan koolstof (elektronegativiteit zuurstof is 3,5, koolstof is 2,5, dus een verschil van 1,0). Echter, het $CO_2$-molecuul is lineair. De twee polaire bindingen liggen precies in elkaars verlengde en zijn even sterk, waardoor de ladingsverschillen elkaar precies opheffen. Hierdoor is $CO_2$ geen dipool, ondanks de polaire bindingen.
   • Voorbeeld 3: Zwaveldioxide ($SO_2$) $SO_2$ heeft ook polaire S-O bindingen. Net als water heeft $SO_2$ een gebogen structuur. De polaire bindingen heffen elkaar hierdoor niet op, waardoor $SO_2$ wel een dipool is.

Verschil tussen polaire (dipool) en apolaire moleculen

Het verschil tussen polaire en apolaire moleculen zit in de verdeling van elektronen binnen het molecuul:

1. Polaire moleculen (dipolen):

   • Deze moleculen hebben een ongelijkmatige verdeling van elektronen, zoals hierboven uitgelegd.
   • Hierdoor ontstaat er een licht negatieve lading ($\delta^-$) aan de ene kant van het molecuul en een licht positieve lading ($\delta^+$) aan de andere kant.
   • Voorbeelden van polaire groepen zijn OH-groepen (zoals in water of alcohol) en NH-groepen (zoals in ammoniak).
   • Polaire moleculen zijn vaak hydrofiel (waterminnend) en lossen goed op in andere polaire oplosmiddelen, zoals water.

2. Apolaire moleculen:

   • Deze moleculen hebben een gelijkmatige verdeling van elektronen.
   • De atomen trekken ongeveer even sterk aan de elektronen, of de ongelijke trekkingen heffen elkaar op door de symmetrische structuur van het molecuul (zoals bij $CO_2$).
   • Er zijn geen significante ladingsverschillen binnen het molecuul.
   • Voorbeelden van apolaire delen zijn koolwaterstofketens (CH-groepen), zoals in olie.
   • Apolaire moleculen zijn vaak hydrofoob (waterafstotend) en lossen goed op in andere apolaire oplosmiddelen, maar niet of slecht in water.

Het principe "soort zoekt soort" is hier heel belangrijk: polaire stoffen lossen goed op in polaire oplosmiddelen, en apolaire stoffen lossen goed op in apolaire oplosmiddelen.