3.3 Polære bindinger og polære molekyler

I en elektronparbinding deler to atomer et elektronpar, men de deler ikke altid lige, fordi nogle atomer trækker hårdere i de fælles elektroner end andre.

Elektronegativitet

Elektronegativitet er et mål for, hvor kraftigt et atom trækker i de fælles elektroner i en binding. Jo højere elektronegativitet, jo kraftigere trækker atomet.

Figur 1: Elektronegativitet for grundstofferne i hovedgruppe 1 til 7. Jo mørkere felt, jo højere elektronegativitet.

Elektronegativiteten er størst øverst til højre i det periodiske system. Grundstofferne i hovedgruppe 7 mangler kun én elektron for at opfylde ædelgasreglen, og de trækker derfor kraftigt i elektroner. Fluor har den højeste elektronegativitet af alle grundstoffer.

Tre slags bindinger

Forskellen i elektronegativitet mellem to atomer afgør, hvilken slags binding der er mellem dem. Forskellen skrives ΔEN og findes ved at trække den mindste elektronegativitet fra den største.

Figur 2: Jo større forskel i elektronegativitet, jo skævere ligger det fælles elektronpar. Den stiplede linje viser midten mellem de to atomer.
Forskel i elektronegativitet Binding Hvad sker der med elektronparret?
under 0,5 upolær elektronparbinding Det deles ligeligt.
fra 0,5 op til 2,0 polær elektronparbinding Det ligger tættest på det mest elektronegative atom.
2,0 eller mere ionbinding Det mest elektronegative atom tager elektronerne helt.

I en polær binding er elektronerne skævt fordelt. Atomet med den højeste elektronegativitet får lidt ekstra negativ ladning, som skrives δ−, mens det andet atom får lidt positiv ladning, som skrives δ+. Tegnet δ er det græske bogstav delta og betyder her en lille smule.

Figur 3: Skalaen for forskellen i elektronegativitet med seks eksempler.
NoteEksempel: tre bindinger

Bindingen O−H i vand. Oxygen har elektronegativiteten 3,5, og hydrogen har 2,1.

ΔEN = 3,5 − 2,1 = 1,4

Forskellen ligger mellem 0,5 og 2,0, så bindingen er polær.

Bindingen C−H i methan. Carbon har 2,5, og hydrogen har 2,1.

ΔEN = 2,5 − 2,1 = 0,4

Forskellen er under 0,5, så bindingen er upolær.

Natrium og chlor i køkkensalt. Chlor har 3,0, og natrium har 0,9.

ΔEN = 3,0 − 0,9 = 2,1

Forskellen er over 2,0, så det er en ionbinding, som du lærte om i afsnit 2.3.

Polære molekyler

I vandmolekylet trækker oxygen elektronerne til sig fra begge hydrogenatomer, så molekylet får en negativ ende ved oxygen og en positiv ende ved hydrogenatomerne. Et molekyle med en positiv og en negativ ende kaldes et polært molekyle, og de to ender kaldes poler.

Figur 4: Vand er et polært molekyle.

For små molekyler gælder som udgangspunkt:

  • Har molekylet mindst én polær binding, er det polært.
  • Har molekylet kun upolære bindinger, er det upolært.

Ammoniak, NH3, er polært, fordi bindingerne mellem nitrogen og hydrogen er polære. Methan, CH4, er upolært, fordi bindingerne mellem carbon og hydrogen er upolære.

Når bindingerne ophæver hinanden

Der er en vigtig undtagelse. I nogle molekyler er de polære bindinger placeret, så de trækker lige meget i hver sin retning. Dermed ophæver de hinanden, og molekylet er upolært, selv om bindingerne er polære.

Figur 5: Carbondioxid er upolært, fordi de to bindinger trækker lige meget i hver sin retning. I vand peger begge træk mod oxygen.

Carbondioxid er lineært, og de to oxygenatomer trækker i hver sin retning som to lige stærke hold i en tovtrækning. Vand er vinklet, og derfor ophæver de to træk ikke hinanden. Formerne kender du fra afsnit 3.2.

Store molekyler

Store molekyler består ofte af en lang kæde af carbonatomer med hydrogenatomer på. Bindingerne C−C og C−H er upolære, så carbonkæden er en upolær del af molekylet. Sidder der en gruppe som −OH eller −F på kæden, er den en polær gruppe, fordi oxygen og fluor har høj elektronegativitet.

Et stort molekyle har altså både upolære og polære dele. En tommelfingerregel afgør, hvad der vinder.

VigtigtTommelfingerregel

Der skal 4 carbonatomer til at ophæve virkningen af én polær gruppe.

Sådan bruges reglen:

  1. Tæl carbonatomerne i molekylet.
  2. Tæl de polære grupper.
  3. Gang antallet af polære grupper med 4.
  4. Er der færre carbonatomer end det tal, er molekylet polært. Er der flere, er det upolært.
Figur 6: Tommelfingerreglen brugt på to molekyler.

Reglen giver et skøn og ikke et præcist svar. Er der netop 4 carbonatomer for hver polær gruppe, ligger molekylet på grænsen.

NoteKort sagt
  • Elektronegativitet er et mål for, hvor kraftigt et atom trækker i de fælles elektroner.
  • Forskellen i elektronegativitet afgør bindingen: under 0,5 upolær, fra 0,5 op til 2,0 polær, og 2,0 eller mere ionbinding.
  • Et polært molekyle har en positiv og en negativ ende.
  • Polære bindinger kan ophæve hinanden, hvis de trækker lige meget i hver sin retning, som i carbondioxid.
  • I store molekyler skal der 4 carbonatomer til at ophæve virkningen af én polær gruppe.

Prøv selv: Polære molekyler: lad atomerne trække i elektronparret.

Se alle opgaver til emnet “Polære bindinger og polære molekyler” (3.3)