groter naarmate het verschil in EN-waarde toeneemt. Verder zijn de elektronen van een π-binding zijn meer beweeglijk dan deze van een σ-binding. Elke partieel negatieve lading duid je in een lewisformule aan met het symbool δ, een partieel positieve lading met δ+. Voorbeelden: HCl heeft één polaire binding en H2O twee..
Bij een apolaire binding is het verschil in EN-waarde van de bindende atomen nul. Er is geen blijvend dipool aanwezig.
De sterkte van een dipool wordt weergegeven met het dipoolmoment µ. Het dipoolmoment van een binding komt overeen met de grootte van de lading op elk atoom vermenigvuldigd met de afstand tussen beide ladingen. µ=Qxr Het dipoolmoment wordt uitgedrukt in debye, D Tabel: Dipoolmoment van enkele veel voorkomende bindingen binding H–C H–N H–O H–F H – Cl H – Br H–I
µ (D) 0,4 1,3 1,5 1,7 1,1 0,8 0,4
binding C–C C–N C–O C–F C – Cl C – Br C-I
µ (D) 0 0,2 0,7 1,6 1,5 1,4 1,2
Polaire en apolaire moleculen Het dipoolmoment van een molecule met slechts één atoombinding komt overeen met het dipoolmoment van de binding. Wanneer er meerdere atoombindingen in het molecule aanwezig zijn is het dipoolmoment van het molecule afhankelijk van het dipoolmoment van alle aanwezige polaire bindingen en van de geometrie van het molecule. Het moleculair dipoolmoment kan geschat worden door de individuele vectoren van de dipoolmomenten op te tellen.
16
