Visa källa för Kovalent bindning

[[Fil:Covalent bond fluorine.svg|miniatyr|Ett sätt att se kovalent bindning i F<sub>2</sub>, [[fluor]].]]
En '''kovalent bindning''' (lika i värde, likvärdighet, atomer som delar elektronpar lika) eller '''elektronparbindning''' uppstår när två eller flera atomer delar ett, två eller tre [[elektronpar]] mellan sig. I klassisk [[atomfysik]] beskrivs det som att det yttersta [[elektronskal]]et fylls. Detta kallas för att atomerna antar [[ädelgas]]struktur. För så gott som alla grundämnen utom [[väte]] och [[helium]] består det yttersta elektronskalet av fyra elektronparsplatser. Den atomgrupp som uppstår vid kovalent bindning benämns [[molekyl]] om den är oladdad, och [[sammansatt jon]] om atomgruppen är laddad. De flesta molekyler och sammansatta joner består mest av [[icke-metall]]er, då det är det energimässigt förmånligaste alternativet för atomer med nära fullt [[valenselektron]]skal.

I vissa fall av kovalent bindning, mellan atomer från olika platser i [[periodiska systemet]], attraherar den ena atomen elektronparet mer än den andra atomen. Elektronerna befinner sig närmare den ena atomkärnan än den andra. Detta resulterar i att molekylen får en ojämn fördelning av laddning och bindningen kallas i detta fall en [[polär kovalent bindning]]. En polär kovalent bindning kan betraktas som ett mellanting mellan en ren [[jonbindning]] och en opolär kovalent bindning; övergången är flytande och omöjlig att definiera exakt. Dock finns en viktig skillnad i att jonbindningen inte har någon riktning, medan polära och opolära elektronparbindningar verkar i vissa bestämda riktningar. Bindningsstyrkan för en kovalent [[bindningstal|enkelbindning]] är vanligen mellan 200 och 500 [[joule|kJ]]/[[mol]]<ref>{{bokref |författare=Aylward, G. och Findlay, T. |år=2002 |titel= SI Chemical Data |upplaga= femte upplagan |utgivningsort= Milton, Queensland |utgivare=John Wiley & Co |kapitel=11 |sid= 121 |id={{ISBN|0-470-80044-5}}}}</ref> (50–120 [[kcal]]/mol).

Väldigt ofta avges energi när kovalenta bindningar bildas.
Detta bidrar till att den nya molekylen har lägre värde än tidigare vilket ytterligare leder till att molekylen blir mycket stabilare; ju mindre energi molekylen har desto stabilare är den.

Ett specialfall av kovalenta bindningar är koordinativa (dativa) bindningar i vilken alla gemensamma bindningselektroner härstammar från den ena av de bundna atomerna. Koordinativa bindningar uppstår bland annat i samband med [[Protolys|protolysreaktioner]].<ref>{{Bokref|efternamn = Söderströms|förnamn = |titel = Kemisten 6|hämtdatum = |år = 2007}}</ref>

== Exempel ==

:'''Cl-Cl'''
:Skillnad i [[elektronegativitet]]: 0
:Bindning: ''Ren kovalent bindning''

:'''H-Cl'''
:Skillnad i elektronegativitet: 0,9
:Bindning: ''Polär kovalent bindning''

:'''Na-Cl'''
:Skillnad i elektronegativitet: 2,1
:Bindning: ''Jonbindning''

== Se även ==
*[[Metallbindning]]
*[[Vätebindning]]

== Referenser ==
<references />

{{Kemiska bindningar}}

[[Kategori:Kemisk bindning]]