Verschil tussen elektronegativiteit en polariteit

Elektronegativiteit versus polariteit

Elektronegativiteit

Elektronegativiteit is de neiging van een atoom om de elektronen in een binding ernaar te trekken. Eenvoudig, dit toont de "gelijkenis" van een atoom naar de elektronen. Pauling-schaal wordt vaak gebruikt om de elektronegativiteit van elementen aan te geven. In het periodiek systeem verandert de elektronegativiteit volgens een patroon. Van links naar rechts, over een periode, neemt de elektronegativiteit toe. En van boven naar beneden, op een groep, neemt de elektronegativiteit af. Daarom is fluor het meest elektronegatieve element met de waarde van 4,0 in de Pauling-schaal. Groep één en twee elementen hebben minder elektronegativiteit; dus hebben ze de neiging om positieve ionen te vormen door elektronen te geven. Omdat groep 5, 6, 7 elementen een hogere elektronegativiteitswaarde hebben, nemen ze graag elektronen in en van negatieve ionen. Elektronegativiteit is ook belangrijk bij het bepalen van de aard van obligaties. Als de twee atomen in de binding geen elektronegativiteitsverschil hebben, zal er een zuivere covalente binding ontstaan. Als het elektronegativiteitsverschil tussen beide hoog is, zal er een ionische binding ontstaan.

Polariteit

Polariteit ontstaat als gevolg van de verschillen in elektronegativiteit. Wanneer twee van hetzelfde atoom of dezelfde atomen met dezelfde elektronegativiteit een binding daartussen vormen, trekken die atomen het elektronenpaar op dezelfde manier aan. Daarom hebben ze de neiging om de elektronen te delen en dit soort niet-polaire bindingen staat bekend als covalente bindingen. Wanneer de twee atomen echter verschillend zijn, zijn hun elektronegativiteiten vaak verschillend. Maar de mate van verschil kan hoger of lager zijn. Daarom wordt het gebonden elektronenpaar meer getrokken door één atoom vergeleken met het andere atoom dat deelneemt aan het maken van de binding. Dit zal resulteren in een ongelijke verdeling van elektronen tussen de twee atomen. En dit soort covalente obligaties staan ​​bekend als polaire bindingen. Vanwege het ongelijke delen van elektronen, zal één atoom een ​​licht negatieve lading hebben terwijl het andere atoom een ​​licht positieve lading zal hebben. In dit geval zeggen we dat de atomen een gedeeltelijke negatieve of positieve lading hebben gekregen. Het atoom met een hogere elektronegativiteit krijgt de lichte negatieve lading en het atoom met een lagere elektronegativiteit krijgt de lichte positieve lading. Polariteit betekent de scheiding van de ladingen. Deze moleculen hebben een dipoolmoment. Dipool-moment meet de polariteit van een binding en wordt meestal gemeten in de debyes (het heeft ook een richting).

In een molecuul kan er ten minste één binding zijn of meer. Sommige obligaties zijn polair en sommige zijn niet-polair. Om een ​​molecule polair te laten zijn, zouden alle obligaties collectief een ongelijke ladingsverdeling binnen het molecuul moeten produceren. Verder hebben moleculen verschillende geometrieën, dus de verdeling van de bindingen bepaalt ook de polariteit van het molecuul. Zo is waterstofchloride bijvoorbeeld een polair molecuul met slechts één binding. Watermolecuul is een polair molecuul met twee bindingen. En ammoniak is een ander polair molecuul. Het dipoolmoment in deze moleculen is permanent omdat ze zijn ontstaan ​​als gevolg van de verschillen in elektronegativiteit. Maar er zijn andere moleculen, die alleen in bepaalde gevallen polair kunnen zijn. Een molecuul met een permanente dipool kan een dipool in een ander niet-polair molecuul induceren en dat zal dan ook tijdelijk polaire moleculen worden. Zelfs binnen een molecuul kunnen bepaalde veranderingen een tijdelijk dipoolmoment veroorzaken.