Een dipool-dipoolbinding is een aantrekkingskracht die ontstaat tussen twee afzonderlijke polaire moleculen. Dit is een intermoleculaire kracht, wat betekent dat het een kracht tussen moleculen is, in tegenstelling tot een polaire atoombinding die binnen een molecuul tussen atomen voorkomt.
Om te begrijpen hoe een dipool-dipoolbinding ontstaat, is het essentieel om te weten wat een molecuul een 'dipool' (of polair molecuul) maakt. Een molecuul is een dipool als het een ongelijke ladingsverdeling heeft, wat betekent dat de ene kant van het molecuul een beetje negatief geladen is (partiële negatieve lading, aangegeven met δ-) en de andere kant een beetje positief geladen (partiële positieve lading, aangegeven met δ+).
Deze ongelijke ladingsverdeling wordt veroorzaakt door twee factoren:
-
Polaire atoombindingen: Deze ontstaan wanneer twee atomen met een verschillend vermogen om elektronen aan te trekken (elektronegativiteit) aan elkaar gebonden zijn. Het atoom dat sterker aan de elektronen trekt, wordt partiëel negatief (δ-) en het andere atoom wordt partiëel positief (δ+). Een verschil in elektronegativiteit tussen 0,4 en 1,7 duidt op een polaire atoombinding.
- Voorbeeld: In een watermolecuul (H2O) 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. Hierdoor zijn de O-H bindingen polair; het zuurstofatoom trekt de elektronen sterker naar zich toe, waardoor het een partiële negatieve lading krijgt en de waterstofatomen een partiële positieve lading.
-
Molecuulgeometrie (de vorm van het molecuul): Zelfs als een molecuul polaire atoombindingen heeft, hoeft het niet per se een permanente dipool te zijn. De ruimtelijke structuur van het molecuul bepaalt of de partiële ladingen elkaar opheffen of niet.
- Voorbeeld 1: Water (H2O)
Water heeft twee polaire O-H bindingen. Door de gebogen vorm van het watermolecuul (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 permanente dipool is.
- Voorbeeld 2: Koolstofdioxide (CO2)
In koolstofdioxide zijn de C-O bindingen polair, omdat zuurstof (3,5) elektronegatiever is dan koolstof (2,5), een verschil van 1,0. Echter, het CO2-molecuul is lineair. De twee polaire bindingen liggen precies in elkaars verlengde en zijn even sterk, waardoor de ladingsverschillen elkaar exact opheffen. Hierdoor is CO2 geen dipool, ondanks de polaire bindingen.
- Voorbeeld 3: Zwaveldioxide (SO2)
SO2 heeft net als water een gebogen structuur en polaire S-O bindingen. De polaire bindingen heffen elkaar door de gebogen vorm niet op, waardoor SO2 wel een permanente dipool is.
Hoe ontstaat de dipool-dipoolbinding?
Een dipool-dipoolbinding ontstaat doordat de partiële positieve kant (δ+) van het ene polaire molecuul wordt aangetrokken tot de partiële negatieve kant (δ-) van een ander polair molecuul. Deze aantrekkingskracht is sterker dan de krachten tussen niet-polaire moleculen.
Samenvatting van het onderscheid tussen een polaire binding en een dipool-dipoolbinding:
- Een polaire binding is een binding binnen een molecuul tussen twee atomen met een verschil in elektronegativiteit. Het resultaat hiervan zijn partiële ladingen binnen het molecuul.
- Een dipool-dipoolbinding is een aantrekkingskracht tussen twee afzonderlijke moleculen. Deze aantrekkingskracht kan alleen plaatsvinden als beide moleculen zelf een permanente dipool zijn (dus als ze polaire bindingen hebben én een molecuulgeometrie die ervoor zorgt dat de ladingen elkaar niet opheffen).
Scheikunde