Vad är en polar kovalent bindning?

En kovalent bindning bildas när två atomer delar elektroner med varandra. Den kovalenta bindningen är sannolikt polär när elektronerna delas ojämnt. Skråheten uppstår på grund av skillnaden i de två atomernas elektronegativitet. Elektronegativitet är ett mått på en atoms benägenhet att attrahera ett elektronpar för bindning. Den mäts med hjälp av en skala som kallas Pauling-skalan och ligger mellan 0,7 och 4. Följande tabell förklarar vilken typ av kemisk bindning som bildas på grund av denna skillnad i elektronegativitet .

Typ av kemisk bindning	Elektronegativitetsskillnad
Opolär kovalent	0
Svagt polär kovalent	0.1 till 0,4
Polar kovalent	0,5 till 2
Jonisk	> 2

Jo större skillnaden i elektroneegativitet, desto större är polariteten och bindningsstyrkan. Därför har polära kovalenta bindningar en intermediär bindningsstyrka.

Egenskaper hos polära kovalenta bindningar

Här är några fakta om polära kovalenta bindningar.

• Finns mellan två icke-metaller eller mellan en icke-metall och en metalloid
• Ojämnt fördelade elektroner i en förening
• Elektronegativitetsskillnaden mellan atomer är mellan 0.1 och 2
• En ände av bindningen är positivt laddad och den andra änden är negativt laddad
• Polära föreningar löses upp i ett polärt lösningsmedel

Exempel på polära kovalenta bindningar

Här är några exempel på en polär kovalent bindning med elektronegativitetsskillnaden mellan de två bindande atomerna :

Sammansättningens namn	Molekylformel	Bindning	Elektronegativitet skillnad
Vatten	H2O	O-H
Vätefluorid	HF	H-F	1.9
Väteklorid	HCl	H-Cl	0.9
Vätebromid	HBr	H-Br
Ammoniak	NH3	N-H
Svaveldioxid	SO2	S=O	1
Vätesulfid	H2S	H-S	0.4
Metanol	CH3OH	O-H	1,4

En förklaring till den polära kovalenta bindningen i vissa föreningar ges nedan.

Vatten (H2O)

Vatten är ett polar lösningsmedel. En polär kovalent bindning skapas när syreatomen (O), som är mer elektronegativ än väte, drar de delade elektronerna mot sig själv. Som ett resultat av detta har syreatomen en delvis negativ laddning associerad med den. Vätgaserna (H) är å andra sidan i huvudsak protoner och har en partiell positiv laddning associerad med sig.

Väteklorid (HCl)

Väteklorid är en polär kovalent förening eftersom kloratomen (Cl) är mer elektronegativ än väteatomen (H). Klor bär alltså en delvis negativ laddning, medan väte bär en delvis positiv laddning.

Ammoniak (NH3)

Ammoniak är en polär molekyl. Den centrala atomen, kväve (N), är bunden till tre väteatomer (H). Eftersom N är mer elektronegativt än H tenderar elektronerna att hänga runt N-atomen.

Vätebromid (HBr)

Skillnaden i elektronegativitet mellan väte (H) och brom (Br) är inte alltför stor. Därför har HBr-gasen en kovalent bindning som är polariserad, och väteatomen har en svagt positiv laddning och brom har en svagt negativ laddning. Som ett resultat av detta dras elektronparet till brom.

Skillnaden mellan polära och opolära kovalenta bindningar

Nedanstående tabell jämför och kontrasterar polära och opolära kovalenta bindningar.

.

Polär kovalent bindning vs. Opolär kovalent bindning
	Polär	Nonpolär
Typer av atomer	Mellan två icke-metaller. med olika elektronegativitet	Mellan två icke-metaller med samma elektronegativitet
Elektronegativitetsskillnad	0.1 – 2
Elektronfördelning	Asymmetrisk. Ojämlik fördelning.	Symmetrisk. Lika fördelning.
Förflyttning av delade elektroner	Till den mer elektronegativa atomen, vilket gör den delen negativ	Ingen förflyttning. Elektriskt neutral.
Dipolmoment	Non-.noll	Noll
Förekomst av andra typer av bindningar i föreningar	Vätgasbindning	Van der Waals-bindning
Affinitet för vatten	Hydrofil	Hydrofob
Fysikaliska egenskaper hos föreningarna	Hög smältpunkt och hög smältpunkt. kokpunkter	Låga smält- och kokpunkter
Vätskors flyktighet	Låg flyktighet	Hög flyktighet
Föreningarnas löslighet	Lösligt i polära lösningsmedel	Lösligt i opolära lösningsmedel
Exempel	Vatten (H2O), ammoniak (NH3) och väteklorid (HCl)	Väte (H2), syre (O2) och kväve (N2)

.