MolDraw › Scheikundetools › Bindingspolariteit- en dipoolchecker

Bindingspolariteit- en dipoolchecker

Kort gezegd: kies twee elementen voor het verschil in elektronegativiteit volgens Pauling, het bindingstype (apolair, polair covalent of ionair), welk atoom δ− is en het % ionair karakter. Of voer een molecuul in om te zien of het polair is, op basis van de VSEPR-vorm en de vectorsom van de bindingsdipolen. Het is gratis en werkt in je webbrowser.

Kies twee elementen voor het elektronegativiteitsverschil, het bindingstype, welke kant δ+ en δ− is, en het % ionair karakter. Of voer een molecuul in (een formule zoals XeF4, of een SMILES-string) om te zien of het polair is, met de VSEPR-vorm, de bindingsdipolen en hun vectorsom getekend.

Snel antwoord: ΔEN voor H–Cl = 3,16 − 2,20 = 0,96, dus de binding is polair covalent met Cl δ− en H δ+; % ionair = (1 − e^(−0,96²/4)) × 100 = 20,6%. Water is gebogen met twee vrije elektronenparen op O, dus de O–H-dipolen tellen op: H₂O is polair (1,85 D). CO₂ is lineair, dus de dipolen heffen elkaar op: apolair.

Element AElement B

Voorbeelden:

Bindingspolariteit: formules en grenzen

ΔEN = |χA − χB| % ionair karakter = (1 − e^(−ΔEN²/4)) × 100 (Pauling)

ΔEN (Pauling)	Bindingstype	Voorbeelden
minder dan 0,4	apolair covalent	Cl–Cl (0), C–H (0,35), C–S (0,03)
0,4 tot 1,7	polair covalent	H–Cl (0,96), C–O (0,89), O–H (1,24)
1,7 tot 2,0	grensgeval: ionair in de meeste schoolboeken, polair covalent in sommige	H–F (1,78), B–F (1,94)
meer dan 2,0	ionair	Na–Cl (2,23), K–F (3,16)

Deze pagina gebruikt de gangbare afspraak: onder 0,4 apolair, 0,4 tot 1,7 polair covalent, boven 1,7 ionair, en 1,7 tot 2,0 wordt als grensgeval gemarkeerd omdat sommige leerboeken de grens bij 2,0 leggen. Bindingen tussen twee niet-metalen blijven covalent, ook als ΔEN groot is (H–F). Het meer elektronegatieve atoom is δ−, en de dipoolpijl wijst ernaartoe (het gekruiste uiteinde markeert de δ+-kant).

Molecuulpolariteit in drie stappen

Teken de lewisstructuur en bepaal de vorm met VSEPR.
Teken voor elke polaire binding een dipoolpijl die naar het δ−-atoom wijst.
Tel de pijlen op als vectoren. Symmetrische vormen (lineair, vlak driehoekig, tetraëdrisch, trigonaal bipiramidaal, octaëdrisch, vlak vierkant) met identieke buitenste atomen heffen elkaar op: apolair. Vrije elektronenparen op het centrale atoom of verschillende buitenste atomen laten meestal een netto dipool over: polair.

Uitgewerkte voorbeelden

H–F-binding

ΔEN = 3,98 − 2,20 = 1,78.

% ionair = (1 − e^(−0,79)) × 100 = 54,7%.

Polair covalent (grensgeval), F δ−

Water, H₂O

AX₂E₂, gebogen (104,5°). Beide O–H-dipolen (ΔEN 1,24) wijzen naar O en deels dezelfde kant op.

Polair, 1,85 D

BF₃

AX₃, vlak driehoekig. Drie gelijke B–F-dipolen onder 120° tellen op tot nul.

Apolair (polaire bindingen, apolair molecuul)

NH₃ vs. NF₃

Beide trigonaal piramidaal. In NH₃ wijzen het vrije elektronenpaar en de N–H-dipolen dezelfde kant op (1,47 D); in NF₃ werken ze elkaar tegen (0,24 D).

Beide polair

PCl₅ (NEET-stijl)

AX₅, trigonaal bipiramidaal: de twee axiale dipolen heffen elkaar op, en de drie equatoriale ook.

Apolair

CH₂Cl₂

Tetraëdrisch, maar twee C–Cl- (0,61) en twee C–H-bindingen (0,35) wijzen tegengestelde kanten op.

Polair, 1,60 D

Veelgemaakte fouten

Polaire bindingen maken niet altijd een polair molecuul. CO₂, BF₃, CCl₄ en XeF₄ hebben polaire bindingen maar geen netto dipool.
De vorm alleen uit de formule afleiden. SF₄ en XeF₄ lijken op papier op elkaar, maar de vrije elektronenparen geven een wipvorm en een vlak vierkant.
Een platte tekening gebruiken voor een 3D-molecuul. CH₂Cl₂ als plat kruis getekend lijkt symmetrisch, maar in 3D is het tetraëdrisch en polair.
De pijl de verkeerde kant op laten wijzen. In de scheikunde wijst de bindingsdipoolpijl naar het δ−-atoom (het meer elektronegatieve). In de natuurkunde wordt vaak het omgekeerde teken gebruikt.
De grenzen als exact behandelen. 0,4 en 1,7 zijn richtwaarden. Het bindingskarakter verandert geleidelijk met ΔEN.

De vectorsom is een model in ΔEN-eenheden, om te beslissen of de bindingsdipolen elkaar opheffen. Echte dipoolmomenten (in debye) hangen ook af van bindingslengtes en vrije elektronenparen; gemeten waarden staan erbij waar ze bekend zijn.

Toon de dipolen in je eigen tekening. Teken structuren, voeg δ+- en δ−-labels en pijlen toe in MolDraw, een gratis online editor voor chemische structuren, en exporteer als PNG of SVG.

MolDraw-editor openen

Veelgestelde vragen

Hoe weet je of een binding polair of apolair is?

Trek de elektronegativiteiten volgens Pauling van elkaar af. Een verschil onder 0,4 is apolair covalent, 0,4 tot 1,7 is polair covalent en boven 1,7 heet meestal ionair. H–Cl: 3,16 − 2,20 = 0,96, dus de binding is polair covalent met Cl δ−.

Hoe bereken je het percentage ionair karakter?

De formule van Pauling is % ionair = (1 − e^(−ΔEN²/4)) × 100. Voor H–Cl is ΔEN = 0,96, dus % ionair = (1 − e^(−0,23)) × 100 = 20,6%. Voor H–F geeft ΔEN = 1,78 ongeveer 55%.

Hoe weet je of een molecuul polair is?

Bepaal de vorm met VSEPR, teken een dipoolpijl voor elke polaire binding en tel ze op als vectoren. Heffen ze elkaar op (symmetrische vorm met identieke buitenste atomen en geen vrije elektronenparen op het centrale atoom), dan is het molecuul apolair. Zo niet, dan is het polair. Water is gebogen, dus de O–H-dipolen heffen elkaar niet op.

Waarom is CO2 apolair terwijl de C=O-bindingen polair zijn?

CO2 is lineair. De twee C=O-bindingsdipolen zijn gelijk en wijzen in tegengestelde richting, dus ze heffen elkaar op en het netto dipoolmoment is 0.

Waarom is CCl4 apolair maar CHCl3 polair?

In het tetraëdrische CCl4 heffen de vier identieke C–Cl-dipolen elkaar op. In CHCl3 is één Cl vervangen door H, dus de dipolen heffen elkaar niet meer op. CHCl3 heeft een dipoolmoment van ongeveer 1,04 D.

Waarom is XeF4 apolair maar SF4 polair?

XeF4 is vlak vierkant: de twee vrije elektronenparen staan tegenover elkaar en de vier Xe–F-dipolen heffen elkaar op. SF4 heeft door één vrij elektronenpaar een wipvorm, dus de S–F-dipolen heffen elkaar niet op.

Is cis- of trans-1,2-dichlooretheen polair?

De cis-isomeer is polair (ongeveer 1,9 D), omdat beide C–Cl-dipolen naar dezelfde kant wijzen. De trans-isomeer is apolair (0 D), omdat de twee C–Cl-dipolen in tegengestelde richting wijzen en elkaar opheffen.

Gerelateerde scheikundetools

Lees de volledige gids: bindingspolariteit en dipoolmomenten uitgelegd.

Laatst bijgewerkt: 19 oktober 2026