Hvad er en polar kovalent binding?

En kovalent binding dannes, når to atomer deler elektroner mellem sig. Den kovalente binding er sandsynligvis polær, når elektronerne er ulige fordelt. Skævheden opstår på grund af forskellen i de to atomers elektronegativitet. Elektronegativitet er et mål for et atoms tilbøjelighed til at tiltrække et bindingselektronpar. Den måles ved hjælp af en skala, der er kendt som Pauling-skalaen, og som går fra 0,7 til 4. Følgende tabel forklarer, hvilken type kemisk binding der dannes på grund af denne forskel i elektronegativitet .

Type af kemisk binding	Elektronegativitetsforskel
Ikke-polær kovalent	0
Svagt polær kovalent	0.1 til 0,4
Polar kovalent	0,5 til 2
Ionisk	> 2

Desto større forskellen i elektronegativitet er, desto større er polariteten og bindingsstyrken. Derfor har polære kovalente bindinger en intermediær bindingsstyrke.

Egenskaber ved polære kovalente bindinger

Her er nogle fakta om polære kovalente bindinger.

• Finder sted mellem to ikke-metaller eller mellem et ikke-metal og et metalloid
• Ulige deling af elektroner i en forbindelse
• Elektronegativitetsforskel mellem atomer er mellem 0.1 og 2
• En ende af bindingen er positivt ladet, og den anden ende er negativt ladet
• Polære forbindelser opløses i et polært opløsningsmiddel

Eksempler på polære kovalente bindinger

Her er nogle eksempler på en polær kovalent binding med elektronegativitetsforskellen mellem de to bindingsatomer :

Bindelingsnavn	Molekylformel	Binding	Elektronegativitet forskel
Vand	H2O	O-H
Hydrogenfluorid	HF	H-F	1.9
Hydrogenchlorid	HCl	H-Cl	0.9
Hydrogenbromid	HBr	H-Br
Ammoniak	NH3	N-H
Svovldioxid	SO2	S=O	1
	Sulfidbrinte	H2S	H-S	0.4
Methanol	CH3OH	O-H	1.4

Nedenfor gives en forklaring på den polære kovalente binding i nogle forbindelser.

Vand (H2O)

Vand er et polært opløsningsmiddel. En polær kovalent binding opstår, når ilt (O)-atomet, der er mere elektronegativt end hydrogen, trækker de fælles elektroner til sig selv. Som følge heraf har iltatomet en delvis negativ ladning forbundet med det. Hydrogenerne (H) er på den anden side hovedsageligt protoner og har en delvis positiv ladning tilknyttet.

Hydrogenchlorid (HCl)

Hydrogenchlorid er en polar kovalent forbindelse, da kloratomet (Cl) er mere elektronegativt end hydrogenatomet (H). Så klor bærer en delvis negativ ladning, mens hydrogen bærer en delvis positiv ladning.

Ammoniak (NH3)

Ammoniak er et polært molekyle. Det centrale atom, nitrogen (N), er bundet til tre hydrogen (H)-atomer. Da N er mere elektronegativt end H, vil elektronerne have en tendens til at hænge omkring N-atomet.

Hydrogenbromid (HBr)

Forskellen i elektronegativitet mellem hydrogen (H) og brom (Br) er ikke for stor. Derfor har HBr-gassen en kovalent binding polariseret, og hydrogenatomet har en svag positiv ladning, og bromin har en svag negativ ladning. Som følge heraf tiltrækkes elektronparret til brom.

Forskellen mellem polære og upolære kovalente bindinger

Den følgende tabel sammenligner og kontrasterer polære og upolære kovalente bindinger.

Polær kovalent binding vs. Ikke-polær kovalent binding
	Polær	Upolær
Typer af atomer	Mellem to ikke-metaller med forskellig elektronegativitet	Mellem to ikke-metaller med samme elektronegativitet
Elektronegativitetsforskel	0.1 – 2
Elektronfordeling	Asymmetrisk. Ulige fordeling.	Symmetrisk. Ligelig fordeling.
Forflytning af delte elektroner	I retning af det mere elektronegative atom, hvilket gør denne del negativ	Ingen forflytning. Elektrisk neutral.
Dipolmoment	Nej-nul	Nul
Forekomst af andre typer bindinger i forbindelser	Hydrogenbinding	Van der Waals-binding
Affinitet over for vand	Hydrofil	Hydrofob
Fysiske egenskaber ved forbindelserne	Høj smeltning og kogepunkter	Lavt smelte- og kogepunkt
Væskeres flygtighed	Lav flygtighed	Høj flygtighed
Forbindelsers opløselighed	Løseligt i polære opløsningsmidler	Løseligt i upolære opløsningsmidler
Eksempler	Vand (H2O), ammoniak (NH3) og hydrogenchlorid (HCl)	Hydrogen (H2), oxygen (O2) og nitrogen (N2)