Polariteit en water

Water (18 g/mol) kookt bij 100 °C. Methaan (16 g/mol), bijna even zwaar, kookt bij ongeveer −161.5 °C.

Wrijf een plastic kam over je haar en houd hem bij een dun straaltje kraanwater. Het straaltje buigt naar de kam toe. Probeer hetzelfde met een straaltje bakolie en er gebeurt bijna niets. Watermoleculen hebben een positief en een negatief uiteinde, en de geladen kam trekt eraan. Die scheve lading heet polariteit, en ze verklaart veel van waarom water zich zo anders gedraagt dan andere kleine moleculen.

Polaire bindingen

In een covalente binding tussen twee verschillende atomen trekt het elektronegatievere atoom het gedeelde paar dichterbij. De elektronegativiteit van zuurstof is 3.44 en die van waterstof 2.20, dus in elke O-H-binding zijn de elektronen langer bij zuurstof. Zuurstof draagt een kleine negatieve lading, geschreven als δ−, en elk waterstof een kleine positieve lading, δ+. De binding is polair. Bindingen tussen identieke atomen, zoals in H₂, O₂ of Cl₂, hebben een verschil van nul en zijn apolair. Een C-H-binding, met een verschil van 0.35, wordt meestal als bijna apolair behandeld.

De vorm bepaalt of een molecuul polair is

Een molecuul kan polaire bindingen hebben en toch als geheel apolair zijn. Koolstofdioxide heeft twee heel polaire C=O-bindingen, maar het molecuul is een rechte lijn, dus de twee krachten wijzen precies in tegengestelde richtingen en heffen elkaar op, als twee gelijke teams bij touwtrekken. De vier licht polaire bindingen van methaan wijzen naar de hoeken van een tetraëder en heffen elkaar ook op. Water is gebogen. Zijn twee O-H-krachten wijzen allebei gedeeltelijk naar zuurstof en heffen elkaar niet op, dus het hele molecuul heeft een negatieve kant bij zuurstof en een positieve kant tussen de waterstofatomen. Ammoniak, piramidaal, is om dezelfde reden polair.

Waterstofbruggen

Het δ+ waterstof van het ene watermolecuul wordt aangetrokken door een vrij paar op de zuurstof van een buur. Deze aantrekking tussen moleculen heet een waterstofbrug. Ze is veel zwakker dan de covalente O-H-binding in het molecuul, maar elk watermolecuul kan er meerdere maken, en samen houden ze vloeibaar water stevig bij elkaar. Om water te koken moet je dit netwerk breken, daarom kookt water bij 100 °C terwijl methaan, met bijna dezelfde massa maar apolair, bij ongeveer −161.5 °C kookt.

Waterstofbruggen verklaren ook waarom ijs drijft. Als water bevriest, vergrendelt elk molecuul zich in vier waterstofbruggen die rond de tetraëderrichtingen van zuurstof zijn gerangschikt, wat een open raamwerk met gaten bouwt. IJs is daardoor minder dicht dan vloeibaar water, ongeveer 0.92 g/cm³ tegen ongeveer 1.00 g/cm³. Meren bevriezen van boven naar beneden, en de ijslaag isoleert het water eronder.

Polariteit bepaalt ook wat in wat oplost. Polair water lost zout en suiker op, waarvan ionen en polaire groepen door watermoleculen worden aangetrokken. Olie bestaat uit lange ketens van koolstof en waterstof, die bijna apolair zijn, dus watermoleculen blijven aan elkaar plakken in plaats van aan de olie, en de twee scheiden. Scheikundigen vatten dit samen als "soort lost soort op".

Elektronegativiteitsverschillen geven een ruwe ladder van het ene soort binding naar het volgende. Een verschil van nul, zoals bij Cl-Cl, is een zuivere covalente binding. Kleine verschillen, zoals de 0.35 van C-H, zijn bijna apolair. Middelgrote verschillen, zoals 1.24 voor O-H, maken polaire covalente bindingen. Bij ongeveer 2 en hoger, zoals bij 2.23 voor Na-Cl, wisselt het elektron in feite van eigenaar en heet de binding ionair. Bindingen glijden langs deze ladder in plaats van tussen vakjes te springen, dus labels bij de grenzen zijn deels een kwestie van afspraak.