Naturvetenskap

Under den gångna veckan (46) gick vi igenom kovalent bindning. Kovalent bindning är det man kanske i första hand tänker på när man tänker på hur atomer sitter ihop, eftersom det är genom den vi får molekyler. Både jonbindning och metallbindning ger stora, mer eller mindre homogena strukturer, men där det inte finns ett naturligt avgränsat byggblock. När vi har kovalent bindningar har vi det; molekylen.

Molekyler är ofta relativt små men kan också vara ganska stora. Den minsta är en vätgasmolekyl, H₂, medan de största är stora makromolekyler som t.ex. DNA som om den sträcktes ut skulle bli 2-3 m lång (för en mänsklig kromosom).

Hur sitter en molekyl ihop?

Enkelt uttryckt så delar två atomer på ett eller flera elekronpar, därav det alterntiva namnet elektronparsbindning. I fallet vätgas så delar båda atomerna på båda elekronerna, och kan på så sätt uppfylla oktettregeln. När det gäller de flesta andra kovalenta bindningar så är givetvis inte samtliga elektroner inblandade, utan endast några av valenselektronerna.

Om man jämför med jonbindningen där en (eller flera) elektroner får över från en atom till en annan så är kovalent bindning när två atomer delar på en eller flera elekroner. När man ritar så kallade Lewis-strukturer (punkt-kryss diagram) så får man lätt intrycket att elektroner ligger stilla mitt emellen två atomer. Så är givetvis inte fallet. Beroende på just vilka elektroner som än inblandade så får man olika mönster, men som alltid är det så att elektronerna rör sig genom en ganska stor (på den här skalan stor!) volym. Och när vi har en kovalent bindning så kan elekeonerna röra sig i en gemensam volym kopplas till båda atomerna.

Elektronegativitet

En faktor som påverkar hur en kovalent bindning ser ut är elektronegativitet. Kort kan man säga att olika atomer har olika förmåga att dra till sig elektroner, och att när de delar på elektroner i en kovalent bindning så delar de inte lika. Vissa är "hungrigare" än andra.

Elektronegativiteten kan man på ett ungefär se från ett grundämnes plats i det periodiska systemet. Högst ha fluor (F), med 4.0, medan Cs har bara 0,7. Allmänt sett kan man också säga att desto mer metallegenskaper ett grundämne har desto lägre elekronegativitet, och desto högre elektronegativitet desto mer icke-metall är det.

Polära kovalenta bindningar

Om vi tänker oss tillbaka på vår jonbindning, där elektroner helt flyttas från en atom till en annan, och vår kovalenta bindning (som i vår H₂) där de delas jämnt så kan vi lätt tänka
oss ett scenario där de delar på ett par elektroner, men att de inte delar jämnt på dem.

När vi skall titta på en bindning så ser man oftast en skillnad i elekronegativitet mellan de ingående atomerna. Till exempel om vi tittar på bindningen mellan syre och väte (t.ex i en vattenmolekyl) så ser vi följande

Atom	Elekronegativitet
syre	3,5
väte	2,1

Om vi jämför dem får vi: Δ = 3,5 - 2,1 = 1,6, med andra ord en ganska stor skillnad.
Och när det är en så här stor skillnad så är bindningen ett mellanting, den är en polär kovalent bindning. De två atomerna delar på elektronerna, men de delar inte jämnt på dem, utan de spenderar mer tid hos syret än hos vätet.

Var går då gränsen? Det finns ingen klar och fast gräns, utan det är en gradvis övergång mellan en ren kovalent bindning (när vi har samma atomslag) och en ren jonbindning. Grovt räknat har vi

Typ av bindning
Kovalent bindning	Δ < 0,9
Polär kovalent bindning	0,9<Δ < 1,8
Jonbindning	Δ >1,8