Bukan rahasia lagi bahwa kimia adalah ilmu yang agak kompleks dan beragam. Banyak reaksi, reagen, bahan kimia, dan istilah kompleks dan tidak dapat dipahami lainnya yang berbeda - semuanya berinteraksi satu sama lain. Tetapi yang utama adalah bahwa kita berurusan dengan kimia setiap hari, tidak peduli apakah kita mendengarkan guru dalam pelajaran dan mempelajari materi baru atau menyeduh teh, yang pada umumnya juga merupakan proses kimia.

Dapat disimpulkan bahwa kimia itu wajib, untuk memahaminya dan untuk mengetahui bagaimana dunia kita atau beberapa bagiannya yang terpisah bekerja adalah menarik, dan, terlebih lagi, berguna.

Sekarang kita harus berurusan dengan istilah seperti ikatan kovalen, yang, omong-omong, dapat bersifat polar dan non-polar. Ngomong-ngomong, kata "kovalen" dibentuk dari bahasa Latin "co" - bersama dan "vales" - memiliki kekuatan.

Kemunculan istilah

Mari kita mulai dengan fakta bahwa Istilah "kovalen" pertama kali diperkenalkan pada tahun 1919 oleh Irving Langmuir - Pemenang Hadiah Nobel. Konsep "kovalen" menyiratkan ikatan kimia di mana kedua atom berbagi elektron, yang disebut kepemilikan bersama. Jadi, ini berbeda, misalnya, dari logam, di mana elektron bebas, atau dari yang ionik, di mana satu memberikan elektron ke yang lain. Perlu dicatat bahwa itu terbentuk di antara non-logam.

Berdasarkan hal di atas, kita dapat menarik kesimpulan kecil tentang apa proses ini. Itu muncul di antara atom karena pembentukan pasangan elektron yang sama, dan pasangan ini muncul di sublevel elektron terluar dan pra-luar.

Contoh zat yang bersifat polar:

Jenis ikatan kovalen

Dua jenis juga dibedakan - ini polar, dan, karenanya, ikatan non-polar. Kami akan menganalisis fitur masing-masing secara terpisah.

Kutub kovalen - pendidikan

Apa istilah "kutub"?

Biasanya terjadi bahwa dua atom memiliki keelektronegatifan yang berbeda, oleh karena itu, elektron yang sama tidak dimiliki secara merata, tetapi mereka selalu lebih dekat ke satu daripada ke yang lain. Misalnya, molekul hidrogen klorida, di mana elektron ikatan kovalen terletak lebih dekat ke atom klor, karena elektronegativitasnya lebih tinggi daripada hidrogen. Namun, pada kenyataannya, perbedaan gaya tarik elektron cukup kecil untuk transfer elektron secara lengkap dari hidrogen ke klorin.

Akibatnya, pada polaritas, kerapatan elektron bergeser ke yang lebih elektronegatif, dan muatan negatif parsial muncul di atasnya. Pada gilirannya, nukleus, yang elektronegativitasnya lebih rendah, memiliki muatan positif parsial.

Kami menyimpulkan: kutub muncul di antara non-logam yang berbeda, yang berbeda dalam nilai keelektronegatifan, dan elektron terletak lebih dekat ke nukleus dengan keelektronegatifan yang lebih besar.

Elektronegativitas - kemampuan beberapa atom untuk menarik elektron dari yang lain, sehingga membentuk reaksi kimia.

Contoh kovalen polar, zat dengan ikatan kovalen polar:

Rumus zat yang memiliki ikatan kovalen polar

Kovalen non-polar, perbedaan antara polar dan non-polar

Dan akhirnya, non-polar, kita akan segera mengetahui apa itu.

Perbedaan utama antara non-polar dan polar adalah simetri. Jika, dalam kasus ikatan polar, elektron terletak lebih dekat ke satu atom, maka dengan ikatan non-polar, elektron disusun secara simetris, yaitu sama terhadap keduanya.

Patut dicatat bahwa non-polar muncul antara atom non-logam dari satu unsur kimia.

Sebagai contoh, zat dengan ikatan kovalen non-polar:

Juga, satu set elektron sering disebut hanya awan elektron, berdasarkan ini kami menyimpulkan bahwa awan elektron komunikasi, yang membentuk pasangan elektron yang sama, didistribusikan dalam ruang secara simetris, atau merata sehubungan dengan inti keduanya.

Contoh ikatan kovalen non-polar dan skema pembentukan ikatan kovalen non-polar

Tetapi juga berguna untuk mengetahui cara membedakan antara kovalen polar dan non-polar.

kovalen non-polar selalu atom dari zat yang sama. H2. CL2.

Artikel ini telah berakhir, sekarang kita tahu apa proses kimia ini, kita tahu bagaimana menentukannya dan varietasnya, kita tahu formula untuk pembentukan zat, dan secara umum sedikit lebih banyak tentang dunia kita yang kompleks, sukses dalam kimia dan pembentukan formula baru.

Beras. 2.1. Pembentukan molekul dari atom disertai dengan redistribusi elektron orbital valensi dan mengarah ke mendapatkan energi karena energi molekul lebih kecil daripada energi atom yang tidak berinteraksi. Gambar tersebut menunjukkan diagram pembentukan ikatan kimia kovalen non-polar antara atom hidrogen.

2 Ikatan kimia

Dalam kondisi normal, keadaan molekul lebih stabil daripada keadaan atom. (gbr.2.1). Pembentukan molekul dari atom disertai dengan redistribusi elektron dalam orbital valensi dan mengarah pada peningkatan energi, karena energi molekul lebih kecil daripada energi atom yang tidak berinteraksi.(Lampiran 3). Kekuatan yang menahan atom dalam molekul telah menerima nama umum ikatan kimia.

Ikatan kimia antar atom dilakukan oleh elektron valensi dan bersifat elektrik . Ada empat jenis utama ikatan kimia: kovalen,ionik,logam dan hidrogen.

1 ikatan kovalen

Ikatan kimia yang dilakukan oleh pasangan elektron disebut atom, atau kovalen. . Senyawa dengan ikatan kovalen disebut atom, atau kovalen. .

Ketika ikatan kovalen terjadi, terjadi tumpang tindih awan elektron dari atom-atom yang berinteraksi, disertai dengan pelepasan energi (Gbr. 2.1). Dalam hal ini, awan dengan kerapatan muatan negatif yang meningkat muncul di antara inti atom yang bermuatan positif. Karena aksi gaya tarik Coulomb antara muatan yang berlawanan, peningkatan kerapatan muatan negatif mendukung pendekatan inti.

Ikatan kovalen terbentuk oleh elektron yang tidak berpasangan pada kulit terluar atom . Dalam hal ini, elektron dengan putaran yang berlawanan terbentuk pasangan elektron(Gbr. 2.2), umum untuk atom yang berinteraksi. Jika satu ikatan kovalen telah muncul antara atom (satu pasangan elektron yang sama), maka itu disebut tunggal, dua-ganda, dll.

Energi adalah ukuran kekuatan ikatan kimia. E sv dihabiskan untuk penghancuran ikatan (perolehan energi selama pembentukan senyawa dari atom individu). Biasanya energi ini diukur per 1 mol zat dan dinyatakan dalam kilojoule per mol (kJ mol -1). Energi ikatan kovalen tunggal berada dalam kisaran 200–2000 kJmol-1.

Beras. 2.2. Ikatan kovalen adalah jenis ikatan kimia paling umum yang terjadi karena sosialisasi pasangan elektron melalui mekanisme pertukaran. (sebuah), ketika masing-masing atom yang berinteraksi memasok satu elektron, atau melalui mekanisme donor-akseptor (b) ketika pasangan elektron dibagi oleh satu atom (donor) ke atom lain (akseptor).

Ikatan kovalen memiliki sifat kenyang dan fokus . Kejenuhan ikatan kovalen dipahami sebagai kemampuan atom untuk membentuk sejumlah ikatan dengan tetangganya yang terbatas, ditentukan oleh jumlah elektron valensi yang tidak berpasangan. Arah ikatan kovalen mencerminkan fakta bahwa gaya yang menahan atom saling berdekatan diarahkan sepanjang garis lurus yang menghubungkan inti atom. Di samping itu, ikatan kovalen dapat bersifat polar atau non-polar .

Kapan non-polar Dalam ikatan kovalen, awan elektron yang dibentuk oleh pasangan elektron yang sama didistribusikan di ruang angkasa secara simetris terhadap inti kedua atom. Ikatan kovalen non-polar terbentuk antara atom-atom zat sederhana, misalnya, antara atom-atom gas yang identik yang membentuk molekul diatomik (O 2, H 2, N 2, Cl 2, dll.).

Kapan kutub ikatan kovalen ikatan awan elektron digeser ke salah satu atom. Pembentukan ikatan kovalen polar antara atom adalah karakteristik zat kompleks. Molekul senyawa anorganik yang mudah menguap dapat berfungsi sebagai contoh: HCl, H 2 O, NH 3, dll.

Derajat perpindahan awan elektron bersama ke salah satu atom selama pembentukan ikatan kovalen (derajat kepolaran ikatan ) ditentukan terutama oleh muatan inti atom dan jari-jari atom yang berinteraksi .

Semakin besar muatan inti atom, semakin kuat ia menarik awan elektron. Pada saat yang sama, semakin besar jari-jari atom, semakin lemah elektron terluar yang ditahan di dekat inti atom. Efek kumulatif dari kedua faktor ini dinyatakan dalam kemampuan yang berbeda dari atom yang berbeda untuk "menarik" awan ikatan kovalen ke arah mereka sendiri.

Kemampuan atom dalam molekul untuk menarik elektron ke dirinya sendiri disebut elektronegativitas. . Dengan demikian, elektronegativitas mencirikan kemampuan atom untuk mempolarisasi ikatan kovalen: semakin besar keelektronegatifan atom, semakin banyak awan elektron dari ikatan kovalen bergeser ke arahnya .

Sejumlah metode telah diusulkan untuk mengukur elektronegativitas. Pada saat yang sama, metode yang diusulkan oleh ahli kimia Amerika Robert S. Mulliken, yang menentukan elektronegativitas  atom sebagai setengah jumlah energinya E e afinitas elektron dan energi E saya ionisasi atom:

. (2.1)

Energi ionisasi dari sebuah atom disebut energi yang perlu dikeluarkan untuk "merobek" sebuah elektron darinya dan memindahkannya ke jarak yang tak terbatas. Energi ionisasi ditentukan oleh fotoionisasi atom atau dengan membombardir atom dengan elektron yang dipercepat dalam medan listrik. Nilai energi foton atau elektron terkecil, yang menjadi cukup untuk ionisasi atom, disebut energi ionisasinya. E saya. Biasanya energi ini dinyatakan dalam elektron volt (eV): 1 eV = 1,610 -19 J.

Atom adalah yang paling bersedia memberikan elektron terluarnya. logam, yang mengandung sejumlah kecil elektron tidak berpasangan (1, 2 atau 3) pada kulit terluar. Atom-atom ini memiliki energi ionisasi paling rendah. Dengan demikian, nilai energi ionisasi dapat berfungsi sebagai ukuran "metalik" yang lebih besar atau lebih kecil dari elemen: semakin rendah energi ionisasi, semakin kuat harus dinyatakan logamproperti elemen.

Dalam subkelompok yang sama dari sistem periodik elemen D.I. Mendeleev, dengan peningkatan nomor urut elemen, energi ionisasinya berkurang (Tabel 2.1), yang dikaitkan dengan peningkatan jari-jari atom (Tabel 1.2), dan , akibatnya, dengan melemahnya ikatan elektron eksternal dengan inti. Untuk unsur-unsur dari periode yang sama, energi ionisasi meningkat dengan meningkatnya nomor seri. Hal ini disebabkan oleh penurunan jari-jari atom dan peningkatan muatan inti.

Energi E e, yang dilepaskan ketika elektron terikat pada atom bebas, disebut afinitas elektron(dinyatakan juga dalam eV). Pelepasan (bukan penyerapan) energi ketika elektron bermuatan melekat pada beberapa atom netral dijelaskan oleh fakta bahwa atom dengan kulit terluar yang terisi adalah yang paling stabil di alam. Oleh karena itu, untuk atom-atom di mana kulit-kulit ini “sedikit tidak terisi” (yaitu, 1, 2, atau 3 elektron hilang sebelum diisi), akan sangat bermanfaat untuk mengikat elektron ke dirinya sendiri, berubah menjadi ion bermuatan negatif 1 . Atom tersebut termasuk, misalnya, atom halogen (Tabel 2.1) - elemen dari kelompok ketujuh (subkelompok utama) dari sistem periodik D.I. Mendeleev. Afinitas elektron atom logam biasanya nol atau negatif, mis. secara energetik tidak menguntungkan bagi mereka untuk melampirkan elektron tambahan, energi tambahan diperlukan untuk menjaga mereka tetap berada di dalam atom. Afinitas elektron atom nonlogam selalu positif dan semakin besar, semakin dekat dengan gas mulia (inert) nonlogam terletak dalam sistem periodik. Hal ini menunjukkan peningkatan sifat non-logam saat kita mendekati akhir periode.

Dari semua yang telah dikatakan, jelas bahwa keelektronegatifan (2.1) atom meningkat dari kiri ke kanan untuk unsur-unsur dari setiap periode dan menurun dari atas ke bawah untuk unsur-unsur dari golongan yang sama dari periode Mendeleev. sistem. Akan tetapi, tidaklah sulit untuk memahami bahwa untuk mengkarakterisasi derajat kepolaran ikatan kovalen antar atom, yang penting bukanlah nilai mutlak keelektronegatifan, melainkan rasio keelektronegatifan atom-atom yang membentuk ikatan. . Jadi dalam praktiknya, mereka menggunakan nilai relatif elektronegativitas(Tabel 2.1), mengambil elektronegativitas lithium sebagai satu unit.

Untuk mengkarakterisasi polaritas ikatan kimia kovalen, perbedaan elektronegativitas relatif atom digunakan. Biasanya ikatan antara atom A dan B dianggap murni kovalen, jika |  A – B|0,5.

Untuk pertama kalinya tentang konsep seperti Ikatan kovalen ilmuwan kimia mulai berbicara setelah penemuan Gilbert Newton Lewis, yang menggambarkannya sebagai sosialisasi dua elektron. Studi selanjutnya memungkinkan untuk menggambarkan prinsip ikatan kovalen. Kata kovalen dapat dianggap dalam kerangka kimia sebagai kemampuan atom untuk membentuk ikatan dengan atom lain.

Mari kita jelaskan dengan sebuah contoh:

Ada dua atom dengan sedikit perbedaan keelektronegatifan (C dan CL, C dan H). Sebagai aturan, ini adalah yang sedekat mungkin dengan struktur kulit elektron gas mulia.

Ketika kondisi ini terpenuhi, inti atom-atom ini tertarik pada pasangan elektron yang sama dengan mereka. Dalam hal ini, awan elektron tidak hanya tumpang tindih satu sama lain, seperti dalam kasus ikatan kovalen, yang memastikan koneksi dua atom yang andal karena fakta bahwa kerapatan elektron didistribusikan kembali dan energi sistem berubah, yang disebabkan oleh "menarik" satu atom dari awan elektron lain ke dalam ruang internuklear. Semakin luas saling tumpang tindih awan elektron, semakin kuat koneksi dianggap.

Dari sini, Ikatan kovalen- ini adalah formasi yang muncul karena sosialisasi timbal balik dari dua elektron milik dua atom.

Sebagai aturan, zat dengan kisi kristal molekul terbentuk melalui ikatan kovalen. Karakteristiknya adalah meleleh dan mendidih pada suhu rendah, kelarutan yang buruk dalam air dan konduktivitas listrik yang rendah. Dari sini kita dapat menyimpulkan: dasar dari struktur unsur-unsur seperti germanium, silikon, klorin, hidrogen adalah ikatan kovalen.

Karakteristik properti dari jenis koneksi ini:

1. Saturasi. Sifat ini biasanya dipahami sebagai jumlah maksimum ikatan yang dapat mereka buat untuk membentuk atom tertentu. Jumlah ini ditentukan oleh jumlah orbital dalam atom yang dapat berpartisipasi dalam pembentukan ikatan kimia. Valensi atom, di sisi lain, dapat ditentukan oleh jumlah orbital yang telah digunakan untuk tujuan ini.
2. Orientasi. Semua atom cenderung membentuk ikatan sekuat mungkin. Kekuatan terbesar dicapai dalam kasus kebetulan orientasi spasial awan elektron dua atom, karena mereka saling tumpang tindih. Selain itu, justru sifat ikatan kovalen seperti arah yang mempengaruhi pengaturan spasial molekul, yaitu, bertanggung jawab atas "bentuk geometris" mereka.
3. Polarisabilitas. Posisi ini didasarkan pada gagasan bahwa ada dua jenis ikatan kovalen:

• polar atau asimetris. Ikatan jenis ini hanya dapat dibentuk oleh atom-atom dari jenis yang berbeda, mis. mereka yang elektronegativitasnya berbeda secara signifikan, atau dalam kasus di mana pasangan elektron bersama tidak dipisahkan secara simetris.
• muncul di antara atom-atom, yang keelektronegatifannya hampir sama, dan distribusi kerapatan elektron seragam.

Selain itu, ada kuantitatif tertentu:

• Energi ikatan. Parameter ini mencirikan ikatan polar dalam hal kekuatannya. Energi dipahami sebagai jumlah panas yang diperlukan untuk memutuskan ikatan dua atom, serta jumlah panas yang dilepaskan ketika mereka digabungkan.
• Di bawah panjang ikatan dan dalam kimia molekuler, panjang garis lurus antara inti dua atom dipahami. Parameter ini juga mencirikan kekuatan ikatan.
• Momen dipol- nilai yang mencirikan polaritas ikatan valensi.

Ikatan kovalen terjadi karena adanya sosialisasi elektron milik kedua atom yang ikut berinteraksi. Keelektronegatifan non-logam cukup besar sehingga transfer elektron tidak terjadi.

Elektron dalam orbital elektron yang tumpang tindih digunakan bersama. Dalam hal ini, situasi dibuat di mana tingkat elektron terluar atom diisi, yaitu, kulit terluar 8 atau 2 elektron terbentuk.

Keadaan di mana kulit elektron terisi penuh ditandai dengan energi terendah dan, karenanya, stabilitas maksimum.

Ada dua mekanisme pendidikan:

1. donor-akseptor;
2. menukarkan.

Dalam kasus pertama, salah satu atom menyediakan pasangan elektronnya, dan yang kedua - orbital elektron bebas.

Yang kedua, satu elektron dari setiap peserta dalam interaksi datang ke pasangan yang sama.

Tergantung tipenya apa- atom atau molekul, senyawa dengan jenis ikatan yang sama dapat bervariasi secara signifikan dalam karakteristik fisikokimia.

zat molekul paling sering gas, cairan atau padatan dengan titik leleh dan titik didih rendah, non-konduktif, dengan kekuatan rendah. Ini termasuk: hidrogen (H 2), oksigen (O 2), nitrogen (N 2), klorin (Cl 2), brom (Br 2), belerang belah ketupat (S 8), fosfor putih (P 4) dan zat sederhana lainnya ; karbon dioksida (CO 2), sulfur dioksida (SO 2), oksida nitrat V (N 2 O 5), air (H 2 O), hidrogen klorida (HCl), hidrogen fluorida (HF), amonia (NH 3), metana (CH 4), etil alkohol (C 2 H 5 OH), polimer organik dan lain-lain.

Zat atom ada dalam bentuk kristal kuat dengan titik didih dan titik leleh yang tinggi, tidak larut dalam air dan pelarut lainnya, banyak yang tidak menghantarkan arus listrik. Contohnya adalah berlian, yang memiliki kekuatan luar biasa. Hal ini disebabkan fakta bahwa berlian adalah kristal yang terdiri dari atom karbon yang dihubungkan oleh ikatan kovalen. Tidak ada molekul individu dalam berlian. Zat-zat seperti grafit, silikon (Si), silikon dioksida (SiO 2), silikon karbida (SiC) dan lain-lain juga memiliki struktur atom.

Ikatan kovalen tidak hanya tunggal (seperti pada molekul klorin Cl2), tetapi juga ganda, seperti pada molekul oksigen O2, atau rangkap tiga, seperti, misalnya, pada molekul nitrogen N2. Pada saat yang sama, yang rangkap tiga memiliki lebih banyak energi dan lebih tahan lama daripada yang ganda dan tunggal.

Ikatan kovalen dapat berupa Itu terbentuk baik antara dua atom dari unsur yang sama (non-polar) dan antara atom-atom dari unsur kimia yang berbeda (polar).

Tidak sulit untuk menunjukkan rumus senyawa dengan ikatan kovalen polar jika kita membandingkan nilai keelektronegatifan yang menyusun molekul atom. Tidak adanya perbedaan elektronegativitas akan menentukan non-polaritas. Jika ada perbedaan, maka molekul tersebut akan bersifat polar.

Jangan Lewatkan: Mekanisme Pendidikan, Studi Kasus.

Ikatan kimia kovalen non-polar

Khas untuk zat sederhana non-logam. Elektron dimiliki secara merata oleh atom, dan tidak ada pergeseran kerapatan elektron.

Molekul berikut adalah contohnya:

H2, O2, O3, N2, F2, Cl2.

Pengecualian adalah gas inert. Tingkat energi eksternal mereka terisi penuh, dan pembentukan molekul secara energetik tidak menguntungkan bagi mereka, dan oleh karena itu mereka ada dalam bentuk atom yang terpisah.

Juga, contoh zat dengan ikatan kovalen non-polar adalah, misalnya, PH3. Terlepas dari kenyataan bahwa zat tersebut terdiri dari unsur-unsur yang berbeda, nilai keelektronegatifan unsur-unsur tersebut sebenarnya tidak berbeda, yang berarti bahwa tidak akan ada perpindahan pasangan elektron.

Ikatan kimia kovalen polar

Mengingat ikatan kovalen polar, ada banyak contoh: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

terbentuk antara atom-atom non-logam dengan keelektronegatifan yang berbeda. Dalam hal ini, inti suatu unsur dengan keelektronegatifan yang lebih besar menarik elektron-elektron yang sama lebih dekat ke dirinya sendiri.

Skema pembentukan ikatan polar kovalen

Tergantung pada mekanisme pembentukannya, common dapat menjadi elektron dari satu atau kedua atom.

Gambar tersebut dengan jelas menunjukkan interaksi dalam molekul asam klorida.

Sepasang elektron milik satu atom dan yang kedua, keduanya, sehingga tingkat terluar terisi. Tetapi klorin yang lebih elektronegatif menarik sepasang elektron sedikit lebih dekat ke dirinya sendiri (sementara itu tetap umum). Perbedaan keelektronegatifan tidak cukup besar untuk pasangan elektron lolos ke salah satu atom sepenuhnya. Hasilnya adalah muatan negatif parsial untuk klorin dan muatan positif parsial untuk hidrogen. Molekul HCl adalah molekul polar.

Sifat fisika dan kimia ikatan

Komunikasi dapat dicirikan oleh sifat-sifat berikut:: directivity, polaritas, polarisasi dan saturasi.

Ikatan kovalen(dari bahasa Latin "dengan" bersama dan "vales" valid) dilakukan oleh pasangan elektron milik kedua atom. Terbentuk diantara atom-atom nonlogam.

Keelektronegatifan non-logam cukup besar, sehingga dalam interaksi kimia dua atom non-logam, transfer elektron lengkap dari satu ke yang lain (seperti dalam kasus) tidak mungkin. Dalam hal ini, penyatuan elektron diperlukan untuk dilakukan.

Sebagai contoh, mari kita bahas interaksi atom hidrogen dan klorin:

H 1s 1 - satu elektron

Cl 1s 2 2s 2 2 hal6 3 s2 3 p5 - tujuh elektron di tingkat terluar

Masing-masing dari dua atom tidak memiliki satu elektron untuk memiliki kulit elektron terluar yang lengkap. Dan masing-masing atom mengalokasikan "untuk penggunaan umum" satu elektron. Dengan demikian, aturan oktet terpenuhi. Cara terbaik untuk mewakili ini adalah dengan rumus Lewis:

Pembentukan ikatan kovalen

Elektron bersama sekarang milik kedua atom. Atom hidrogen memiliki dua elektron (miliknya sendiri dan elektron bersama dari atom klor), dan atom klor memiliki delapan elektron (miliknya sendiri ditambah elektron bersama dari atom hidrogen). Kedua elektron bersama ini membentuk ikatan kovalen antara atom hidrogen dan klorin. Partikel yang terbentuk dari ikatan dua atom disebut molekul.

Ikatan kovalen non polar

Ikatan kovalen dapat terbentuk antara dua sama atom. Sebagai contoh:

Diagram ini menjelaskan mengapa hidrogen dan klorin ada sebagai molekul diatomik. Berkat pasangan dan sosialisasi dua elektron, dimungkinkan untuk memenuhi aturan oktet untuk kedua atom.

Selain ikatan tunggal, ikatan kovalen rangkap dua atau rangkap tiga dapat dibentuk, seperti misalnya pada molekul oksigen O2 atau nitrogen N2. Atom nitrogen masing-masing memiliki lima elektron valensi, sehingga diperlukan tiga elektron lagi untuk melengkapi kulitnya. Ini dicapai dengan berbagi tiga pasang elektron, seperti yang ditunjukkan di bawah ini:

Senyawa kovalen biasanya berupa gas, cairan, atau padatan dengan titik leleh yang relatif rendah. Salah satu pengecualian langka adalah berlian, yang meleleh di atas 3.500 °C. Hal ini disebabkan oleh struktur berlian, yang merupakan kisi kontinu dari atom karbon yang terikat secara kovalen, dan bukan kumpulan molekul individu. Faktanya, kristal berlian apa pun, terlepas dari ukurannya, adalah satu molekul besar.

Ikatan kovalen terjadi ketika elektron dari dua atom nonlogam bergabung bersama. Struktur yang dihasilkan disebut molekul.

Ikatan kovalen polar

Dalam kebanyakan kasus, dua atom yang terikat secara kovalen memiliki berbeda keelektronegatifan dan elektron bersama tidak dimiliki secara merata oleh dua atom. Sebagian besar waktu mereka lebih dekat ke satu atom daripada yang lain. Dalam molekul hidrogen klorida, misalnya, elektron yang membentuk ikatan kovalen terletak lebih dekat ke atom klor, karena elektronegativitasnya lebih tinggi daripada hidrogen. Namun, perbedaan dalam kemampuan untuk menarik elektron tidak begitu besar sehingga terjadi transfer elektron yang lengkap dari atom hidrogen ke atom klorin. Oleh karena itu, ikatan antara atom hidrogen dan klorin dapat dilihat sebagai persilangan antara ikatan ionik (transfer elektron lengkap) dan ikatan kovalen non-polar (susunan simetris dari sepasang elektron antara dua atom). Muatan parsial pada atom dilambangkan dengan huruf Yunani . Koneksi seperti itu disebut kovalen polar ikatan, dan molekul hidrogen klorida dikatakan polar, yaitu memiliki ujung bermuatan positif (atom hidrogen) dan ujung bermuatan negatif (atom klorin).

Tabel di bawah ini mencantumkan jenis utama ikatan dan contoh zat:

Mekanisme pertukaran dan donor-akseptor pembentukan ikatan kovalen

1) Mekanisme pertukaran. Setiap atom menyumbangkan satu elektron tidak berpasangan ke pasangan elektron yang sama.

2) Mekanisme donor-akseptor. Satu atom (donor) menyediakan pasangan elektron, dan atom lain (akseptor) menyediakan orbital kosong untuk pasangan ini.