Bindingspolariteit en dipoolmomenten uitgelegd, met een gratis checker

Gepubliceerd: 19 okt. 2026 · Auteur: Scidart Academy · Leestijd: ~7 min

Skeletformule van chloroform, CHCl3, een tetraëdrisch molecuul met drie koolstof-chloorbindingen en één koolstof-waterstofbinding — Chloroform (CHCl₃) is polair omdat de C–Cl- en C–H-bindingsdipolen elkaar niet opheffen.

Kort antwoord: een binding is polair als de twee atomen verschillen in elektronegativiteit. Met de waarden van Pauling is ΔEN onder 0,4 apolair covalent, 0,4 tot 1,7 polair covalent en boven 1,7 meestal ionisch. Het meest elektronegatieve atoom is δ−. Een molecuul is polair als de bindingsdipolen elkaar niet opheffen, en dat hangt af van de VSEPR-vorm: H₂O (gebogen) is polair met 1,85 D, CO₂ (lineair) is apolair. De gratis bindingspolariteit- en dipoolchecker van MolDraw berekent beide.

Bindingspolariteit en elektronegativiteit

Elektronegativiteit (χ) is de aantrekkingskracht die een atoom uitoefent op de elektronen in een binding. Op de schaal van Pauling is fluor het hoogst met 3,98, gevolgd door zuurstof 3,44, chloor 3,16 en stikstof 3,04. Koolstof is 2,55 en waterstof 2,20.

In een binding tussen twee verschillende atomen bevinden de elektronen zich vaker bij het meest elektronegatieve atoom. Dat krijgt een partiële negatieve lading (δ−) en het andere atoom een partiële positieve lading (δ+). Deze ladingsscheiding is een bindingsdipool.

ΔEN kleiner dan 0,4	Apolair covalent. Voorbeelden: Cl–Cl (0), C–H (0,35).
ΔEN 0,4 tot 1,7	Polair covalent. Voorbeelden: C–O (0,89), H–Cl (0,96), O–H (1,24).
ΔEN 1,7 tot 2,0	Grensgebied. De meeste schoolboeken zeggen ionisch boven 1,7, sommige boven 2,0. H–F (1,78) is een covalent molecuul.
ΔEN boven 2,0	Ionisch. Voorbeelden: Na–Cl (2,23), K–F (3,16).

Het percentage ionisch karakter kun je schatten met de formule van Pauling: % ionisch = (1 − e^(−ΔEN²/4)) × 100. Een ΔEN van 1,7 geeft ongeveer 51% ionisch; daar komt de grens van 1,7 vandaan.

Wanneer is een molecuul polair?

Bindingsdipolen zijn vectoren. Tel ze op met de 3D-vorm van het molecuul:

Teken de lewisstructuur en bepaal de vorm met VSEPR.
Teken op elke polaire binding een dipoolpijl die naar het δ−-atoom wijst.
Tel de pijlen op. Heffen ze elkaar op, dan is het molecuul apolair. Zo niet, dan is het polair.

Een eenvoudige test: een molecuul is apolair als het centrale atoom geen vrije elektronenparen heeft en alle buitenste atomen gelijk zijn (CO₂, BF₃, CCl₄, PCl₅, SF₆). Twee vormen met vrije elektronenparen zijn toch symmetrisch en apolair: lineair AX₂E₃ (XeF₂) en vierkant vlak AX₄E₂ (XeF₄). Vrije elektronenparen in andere vormen (NH₃, H₂O, SF₄, ClF₃) of verschillende buitenste atomen (CHCl₃, CH₂Cl₂) geven een netto dipool.

Zo gebruik je de bindingspolariteit- en dipoolchecker

Open de bindingspolariteit- en dipoolchecker.
Kies in Binding: twee elementen een Element A en Element B, of druk op een voorbeeld zoals H–Cl, C–O of Na–Cl. Het resultaat toont ΔEN, het bindingstype op een kleurenschaal, welk atoom δ− is en het % ionisch karakter met de berekening. A en B omwisselen draait het paar om.
Ga naar Molecuul: polair of apolair?. Typ een formule zoals XeF4 of een SMILES-string zoals Cl/C=C\Cl en druk op Polariteit controleren, of druk op een voorbeeld.
Lees de vorm, de elektronengeometrie, de bindingshoek, de vectorsom van de bindingsdipolen en, indien bekend, het gemeten dipoolmoment in debye af.
De tekening toont δ+ en δ− op elk atoom, een paarse pijl op elke polaire binding en een groenblauwe netto dipoolpijl als het molecuul polair is. Gestreepte bindingen wijzen van je af.
De lijst Redenering legt elke stap uit, zodat je de redenering in een antwoord kunt overnemen.

Uitgewerkte voorbeelden

1. H–Cl-binding

ΔEN = 3,16 − 2,20 = 0,96, dus de binding is polair covalent met Cl δ− en H δ+. % ionisch = (1 − e^(−0,2304)) × 100 = 20,6%. HCl heeft een dipoolmoment van 1,11 D.

2. Water, H₂O

O heeft 2 gebonden atomen en 2 vrije elektronenparen: AX₂E₂, gebogen, 104,5°. Elke O–H-binding heeft ΔEN = 1,24 met O δ−. De twee dipolen wijzen deels dezelfde kant op en tellen dus op. Water is polair, 1,85 D.

3. CCl₄ en CHCl₃

Beide zijn tetraëdrisch. In CCl₄ heffen de vier C–Cl-dipolen (ΔEN 0,61) elkaar op: apolair, 0 D. In CHCl₃ is één Cl vervangen door H, dus de dipolen heffen elkaar niet meer op: polair, 1,04 D.

4. SF₄ en XeF₄

SF₄ is AX₄E, wipvormig: de S–F-dipolen heffen elkaar niet op, dus het is polair (0,63 D). XeF₄ is AX₄E₂, vierkant vlak met de twee vrije elektronenparen tegenover elkaar: de Xe–F-dipolen heffen elkaar op, dus het is apolair.

5. cis- en trans-1,2-dichlooretheen

Beide zijn vlak. In het cis-isomeer wijzen beide C–Cl-dipolen naar dezelfde kant: polair, 1,90 D. In het trans-isomeer wijzen ze in tegengestelde richting en heffen ze elkaar op: apolair, 0 D. Door dit verschil kookt het cis-isomeer hoger (60 °C) dan het trans-isomeer (48 °C).

Overzichtstabel

H₂O	Gebogen (AX₂E₂): polair, 1,85 D
NH₃	Trigonaal piramidaal (AX₃E): polair, 1,47 D
CO₂	Lineair (AX₂): apolair, 0 D
BF₃	Trigonaal vlak (AX₃): apolair
CCl₄	Tetraëdrisch, gelijke atomen: apolair
CHCl₃, CH₂Cl₂	Tetraëdrisch, verschillende atomen: polair, 1,04 D en 1,60 D
SO₂	Gebogen (AX₂E): polair, 1,63 D
SF₄	Wipvormig (AX₄E): polair, 0,63 D
XeF₄	Vierkant vlak (AX₄E₂): apolair
PCl₅	Trigonaal bipiramidaal (AX₅): apolair

Veelgemaakte fouten

Aannemen dat polaire bindingen altijd een polair molecuul geven. Symmetrie kan ze opheffen.
De vorm beoordelen op een platte tekening. CH₂Cl₂ getekend als plat kruis lijkt symmetrisch, maar het is tetraëdrisch en polair.
De vrije elektronenparen op het centrale atoom vergeten, die de vorm veranderen.
De dipoolpijl naar het δ+-atoom laten wijzen.
0,4 en 1,7 als scherpe grenzen behandelen. Het bindingskarakter verandert geleidelijk met ΔEN.
Elke verbinding met ΔEN boven 1,7 ionisch noemen. H–F is een covalent molecuul; bindingen tussen twee niet-metalen blijven covalent.

Examentips (JEE, NEET, AP, A-level)

Noem altijd eerst de vorm en daarna of de dipolen elkaar opheffen.
JEE en NEET vragen vaak naar de volgorde van dipoolmomenten, bijvoorbeeld NH₃ (1,47 D) > NF₃ (0,24 D): in NH₃ wijzen het vrije elektronenpaar en de bindingsdipolen dezelfde kant op, in NF₃ werken ze elkaar tegen.
AP Chemistry koppelt polariteit aan intermoleculaire krachten: polaire moleculen hebben dipool-dipoolkrachten en meestal hogere kookpunten.
Antwoorden op A-level over cis/trans-isomeren moeten vermelden dat het trans-isomeer apolair is omdat de C–Cl-dipolen elkaar opheffen.
Geef ΔEN op twee decimalen, met de Pauling-waarden uit je tabellenboek.

Vragen en antwoorden

Bij welk verschil in elektronegativiteit is een binding polair?

Met de waarden van Pauling maakt een verschil van 0,4 of meer een binding polair covalent. Onder 0,4 wordt de binding als apolair beschouwd. Boven ongeveer 1,7 heet de binding meestal ionisch, al gebruiken sommige leerboeken 2,0.

Wat is een dipoolmoment?

Een dipoolmoment geeft aan hoe ver de positieve en negatieve ladingszwaartepunten van een molecuul uit elkaar liggen. Het is lading maal afstand en wordt uitgedrukt in debye (D). Water heeft 1,85 D; CO2 heeft 0 D.

Welke kant wijst de dipoolpijl op?

In de scheikunde wijst de pijl naar het meest elektronegatieve atoom, het δ−-uiteinde, en heeft hij een klein kruisje aan het δ+-uiteinde. In de natuurkunde wijst de dipoolvector de andere kant op.

Kan een molecuul met polaire bindingen apolair zijn?

Ja. Zijn de bindingsdipolen symmetrisch gerangschikt, dan heffen ze elkaar op. CO2 (lineair), BF3 (trigonaal vlak), CCl4 (tetraëdrisch), PCl5 en SF6 hebben allemaal polaire bindingen maar geen netto dipool.

Waarom is NH3 polair maar BF3 apolair?

NH3 heeft een vrij elektronenpaar op N, waardoor het trigonaal piramidaal is; de N–H-dipolen heffen elkaar dus niet op. BF3 heeft geen vrij elektronenpaar op B en is trigonaal vlak, dus de drie B–F-dipolen heffen elkaar op.

Waarom is SO2 polair maar CO2 apolair?

SO2 heeft een vrij elektronenpaar op zwavel en is gebogen (ongeveer 119°), dus de S=O-dipolen tellen op tot 1,63 D. CO2 heeft geen vrij elektronenpaar op koolstof en is lineair, dus de twee C=O-dipolen heffen elkaar op.

Wat is het % ionisch karakter van HCl?

Met de formule van Pauling en ΔEN = 0,96: % ionisch = (1 − e^(−0,96²/4)) × 100 = (1 − e^(−0,23)) × 100 = 20,6%. Uit het gemeten dipoolmoment is HCl ongeveer 18% ionisch, dus de schatting zit er dicht bij.