Nie je žiadnym tajomstvom, že chémia je pomerne zložitá a rôznorodá veda. Mnoho rôznych reakcií, činidiel, chemikálií a iných zložitých a nepochopiteľných pojmov – všetky sa navzájom ovplyvňujú. Ale hlavné je, že chémiou sa zaoberáme každý deň, bez ohľadu na to, či na hodine počúvame učiteľa a učíme sa nové látky alebo varíme čaj, čo je vo všeobecnosti tiež chemický proces.

Dá sa usúdiť, že chémia je nutnosťou, porozumieť mu a vedieť, ako funguje náš svet alebo niektoré jeho časti, je zaujímavé a navyše užitočné.

Teraz sa musíme zaoberať pojmom kovalentná väzba, ktorá, mimochodom, môže byť polárna aj nepolárna. Mimochodom, samotné slovo "kovalentný" je vytvorené z latinského "co" - spolu a "vales" - majúci silu.

Výskyty termínov

Začnime tým, že Termín "kovalentný" prvýkrát zaviedol v roku 1919 Irving Langmuir - Nositeľ Nobelovej ceny. Pojem „kovalentný“ znamená chemickú väzbu, v ktorej oba atómy zdieľajú elektróny, čo sa nazýva spoluvlastníctvo. Tým sa líši napríklad od kovového, v ktorom sú elektróny voľné, alebo od iónového, kde jeden dáva elektróny druhému. Treba si uvedomiť, že sa tvorí medzi nekovmi.

Na základe vyššie uvedeného môžeme urobiť malý záver o tom, čo je tento proces. Vzniká medzi atómami v dôsledku tvorby spoločných elektrónových párov a tieto páry vznikajú na vonkajšej a predvonkajšej podúrovni elektrónov.

Príklady látok s pólom:

Typy kovalentnej väzby

Rozlišujú sa aj dva typy - ide o polárne, a teda nepolárne väzby. Budeme analyzovať vlastnosti každého z nich samostatne.

Kovalentná polárna - výchova

Čo je to pojem "polárny"?

Bežne sa stáva, že dva atómy majú rozdielnu elektronegativitu, preto k nim spoločné elektróny nepatria rovnako, ale vždy sú k jednému bližšie ako k druhému. Napríklad molekula chlorovodíka, v ktorej sú elektróny kovalentnej väzby umiestnené bližšie k atómu chlóru, pretože jej elektronegativita je vyššia ako elektronegativita vodíka. V skutočnosti je však rozdiel v priťahovaní elektrónov dostatočne malý na úplný prenos elektrónu z vodíka na chlór.

Výsledkom je, že pri polarite sa hustota elektrónov posunie na elektronegatívnejšiu a na nej vzniká čiastočný záporný náboj. Na druhej strane jadro, ktorého elektronegativita je nižšia, má teda čiastočne kladný náboj.

Dospeli sme k záveru: polárny vzniká medzi rôznymi nekovmi, ktoré sa líšia hodnotou elektronegativity a elektróny sa nachádzajú bližšie k jadru s väčšou elektronegativitou.

Elektronegativita - schopnosť niektorých atómov priťahovať elektróny iných, čím vzniká chemická reakcia.

Príklady kovalentných polárnych, látky s kovalentnou polárnou väzbou:

Vzorec látky s kovalentnou polárnou väzbou

Kovalentná nepolárna, rozdiel medzi polárnym a nepolárnym

A nakoniec, nepolárne, čoskoro zistíme, čo to je.

Hlavný rozdiel medzi nepolárnym a polárnym je symetria. Ak v prípade polárnej väzby boli elektróny umiestnené bližšie k jednému atómu, potom pri nepolárnej väzbe sú elektróny usporiadané symetricky, teda rovnako vzhľadom k obom.

Je pozoruhodné, že nepolárne vzniká medzi nekovovými atómami jedného chemického prvku.

Napríklad, látky s nepolárnymi kovalentnými väzbami:

Súbor elektrónov sa tiež často nazýva jednoducho elektrónový oblak, na základe toho sme dospeli k záveru, že elektrónový oblak komunikácie, ktorý tvorí spoločný pár elektrónov, je rozmiestnený v priestore symetricky alebo rovnomerne vzhľadom na jadrá oboch.

Príklady kovalentnej nepolárnej väzby a schéma tvorby kovalentnej nepolárnej väzby

Ale je tiež užitočné vedieť rozlíšiť kovalentné polárne a nepolárne.

kovalentné nepolárne sú vždy atómy tej istej látky. H2. CL2.

Tento článok sa skončil, teraz vieme, čo je tento chemický proces, vieme ho určiť a jeho odrody, poznáme vzorce na tvorbu látok a vo všeobecnosti trochu viac o našom zložitom svete, úspechu v chémia a tvorba nových vzorcov.

Ryža. 2.1. Vznik molekúl z atómov sprevádza redistribúcia elektrónov valenčných orbitálov a vedie k získať energiu pretože energia molekúl je menšia ako energia neinteragujúcich atómov. Na obrázku je znázornená schéma vzniku nepolárnej kovalentnej chemickej väzby medzi atómami vodíka.

§2 Chemická väzba

Za normálnych podmienok je molekulárny stav stabilnejší ako atómový stav. (obr.2.1). Tvorba molekúl z atómov je sprevádzaná redistribúciou elektrónov vo valenčných orbitáloch a vedie k zvýšeniu energie, pretože energia molekúl je menšia ako energia neinteragujúcich atómov.(Príloha 3). Sily, ktoré držia atómy v molekulách, dostali zovšeobecnený názov chemická väzba.

Chemická väzba medzi atómami je uskutočňovaná valenčnými elektrónmi a má elektrickú povahu . Existujú štyri hlavné typy chemickej väzby: kovalentný,iónový,kov a vodík.

1 Kovalentná väzba

Chemická väzba uskutočnená elektrónovými pármi sa nazýva atómová alebo kovalentná. . Zlúčeniny s kovalentnými väzbami sa nazývajú atómové alebo kovalentné. .

Pri vzniku kovalentnej väzby dochádza k prekrývaniu elektrónových oblakov interagujúcich atómov sprevádzaných uvoľnením energie (obr. 2.1). V tomto prípade vzniká medzi kladne nabitými atómovými jadrami oblak so zvýšenou hustotou záporného náboja. V dôsledku pôsobenia Coulombových síl príťažlivosti medzi opačnými nábojmi, zvýšenie hustoty záporného náboja podporuje priblíženie jadier.

Kovalentná väzba je tvorená nepárovými elektrónmi vo vonkajších obaloch atómov . V tomto prípade sa tvoria elektróny s opačnými spinmi elektrónový pár(obr. 2.2), spoločné pre interagujúce atómy. Ak medzi atómami vznikla jedna kovalentná väzba (jeden spoločný elektrónový pár), potom sa nazýva jednoduchá, dvojdvojitá atď.

Energia je mierou sily chemickej väzby. E sv vynaložené na deštrukciu väzby (získanie energie pri tvorbe zlúčeniny z jednotlivých atómov). Zvyčajne sa táto energia meria na 1 mol látok a sú vyjadrené v kilojouloch na mol (kJ ∙ mol -1). Energia jednoduchej kovalentnej väzby je v rozmedzí 200–2000 kJmol–1.

Ryža. 2.2. Kovalentná väzba je najvšeobecnejší typ chemickej väzby, ku ktorej dochádza v dôsledku socializácie elektrónového páru prostredníctvom mechanizmu výmeny. (a), keď každý z interagujúcich atómov dodáva jeden elektrón, alebo prostredníctvom mechanizmu donor-akceptor (b) keď je elektrónový pár zdieľaný jedným atómom (donorom) s iným atómom (akceptorom).

Kovalentná väzba má vlastnosti sýtosti a zameranie . Nasýtenie kovalentnej väzby sa chápe ako schopnosť atómov vytvárať so svojimi susedmi obmedzený počet väzieb, určený počtom ich nepárových valenčných elektrónov. Smerovosť kovalentnej väzby odráža skutočnosť, že sily, ktoré držia atómy blízko seba, sú nasmerované pozdĺž priamky spájajúcej atómové jadrá. okrem toho kovalentná väzba môže byť polárna alebo nepolárna .

Kedy nepolárne V kovalentnej väzbe je elektrónový oblak tvorený spoločným párom elektrónov rozmiestnený v priestore symetricky vzhľadom na jadrá oboch atómov. Nepolárna kovalentná väzba vzniká medzi atómami jednoduchých látok, napríklad medzi rovnakými atómami plynov, ktoré tvoria dvojatómové molekuly (O 2, H 2, N 2, Cl 2 atď.).

Kedy polárny kovalentná väzba elektrónový oblak väzba je posunutá k jednému z atómov. Tvorba polárnej kovalentnej väzby medzi atómami je charakteristická pre zložité látky. Ako príklad môžu poslúžiť molekuly prchavých anorganických zlúčenín: HCl, H 2 O, NH 3 atď.

Stupeň vytesnenia spoločného elektrónového oblaku na jeden z atómov počas tvorby kovalentnej väzby (stupeň polarity väzby ) určuje najmä náboj atómových jadier a polomer interagujúcich atómov .

Čím väčší je náboj atómového jadra, tým silnejšie priťahuje oblak elektrónov. Zároveň, čím väčší je polomer atómu, tým slabšie sú vonkajšie elektróny držané v blízkosti atómového jadra. Kumulatívny účinok týchto dvoch faktorov je vyjadrený v rozdielnej schopnosti rôznych atómov „sťahovať“ oblak kovalentných väzieb smerom k sebe.

Schopnosť atómu v molekule priťahovať k sebe elektróny sa nazýva elektronegativita. . Elektronegativita teda charakterizuje schopnosť atómu polarizovať kovalentnú väzbu: čím väčšia je elektronegativita atómu, tým viac je k nemu posunutý elektrónový oblak kovalentnej väzby .

Na kvantifikáciu elektronegativity bolo navrhnutých množstvo metód. Zároveň metóda, ktorú navrhol americký chemik Robert S. Mulliken, ktorý určil elektronegativitu  atóm ako polovica súčtu jeho energie E e elektrónové a energetické afinity E i atómová ionizácia:

. (2.1)

Ionizačná energia atómu sa nazýva energia, ktorú je potrebné vynaložiť, aby sme z neho „odtrhli“ elektrón a odstránili ho do nekonečnej vzdialenosti. Ionizačná energia je určená fotoionizáciou atómov alebo bombardovaním atómov elektrónmi urýchlenými v elektrickom poli. Najmenšia hodnota energie fotónov alebo elektrónov, ktorá postačuje na ionizáciu atómov, sa nazýva ich ionizačná energia. E i. Zvyčajne sa táto energia vyjadruje v elektrónvoltoch (eV): 1 eV = 1,610 -19 J.

Atómy sú najochotnejšie rozdávať svoje vonkajšie elektróny. kovy, ktoré obsahujú malý počet nepárových elektrónov (1, 2 alebo 3) na vonkajšom obale. Tieto atómy majú najnižšiu ionizačnú energiu. Hodnota ionizačnej energie teda môže slúžiť ako miera väčšej alebo menšej „kovovosti“ prvku: čím nižšia je ionizačná energia, tým silnejšia musí byť vyjadrená. kovvlastnosti prvok.

V tej istej podskupine periodického systému prvkov D.I. Mendelejeva so zvýšením poradového čísla prvku klesá jeho ionizačná energia (tabuľka 2.1), čo súvisí so zvýšením polomeru atómu (tabuľka 1.2) a v dôsledku toho s oslabením väzby vonkajších elektrónov s jadrom. Pre prvky rovnakého obdobia sa ionizačná energia zvyšuje so zvyšujúcim sa sériovým číslom. Je to spôsobené znížením polomeru atómu a zvýšením jadrového náboja.

energie E e, ktorý sa uvoľní, keď je elektrón pripojený k voľnému atómu, sa nazýva elektrónová afinita(vyjadrené aj v eV). Uvoľňovanie (skôr ako absorpcia) energie, keď je nabitý elektrón pripojený k niektorým neutrálnym atómom, sa vysvetľuje skutočnosťou, že atómy s naplnenými vonkajšími obalmi sú v prírode najstabilnejšie. Preto pre tie atómy, v ktorých sú tieto obaly „mierne nevyplnené“ (t. j. pred naplnením chýba 1, 2 alebo 3 elektróny), je energeticky výhodné pripojiť elektróny k sebe, čím sa premenia na negatívne nabité ióny 1 . Medzi takéto atómy patria napríklad atómy halogénov (tabuľka 2.1) - prvky siedmej skupiny (hlavná podskupina) periodického systému D.I.Mendelejeva. Elektrónová afinita atómov kovov je zvyčajne nulová alebo negatívna, t.j. je pre nich energeticky nevýhodné pripájať ďalšie elektróny, je potrebná dodatočná energia na ich udržanie vo vnútri atómov. Elektrónová afinita atómov nekovov je vždy kladná a čím je väčšia, čím bližšie k vzácnemu (inertnému) plynu sa nekov v periodickej sústave nachádza. To naznačuje nárast nekovové vlastnosti keď sa blíži koniec obdobia.

Zo všetkého, čo bolo povedané, je zrejmé, že elektronegativita (2.1) atómov rastie v smere zľava doprava pre prvky každej periódy a klesá v smere zhora nadol pre prvky rovnakej skupiny Mendelejevovej periody. systém. Nie je však ťažké pochopiť, že pre charakterizáciu stupňa polarity kovalentnej väzby medzi atómami nie je dôležitá absolútna hodnota elektronegativity, ale pomer elektronegativity atómov tvoriacich väzbu. . Takže v praxi používajú relatívne hodnoty elektronegativity(Tabuľka 2.1), pričom elektronegativitu lítia berieme ako jednotku.

Na charakterizáciu polarity kovalentnej chemickej väzby sa používa rozdiel v relatívnej elektronegativite atómov. Zvyčajne sa väzba medzi atómami A a B považuje za čisto kovalentnú, ak |  A – B|0,5.

Prvýkrát o takom koncepte ako je kovalentná väzba chemickí vedci začali rozprávať po objave Gilberta Newtona Lewisa, ktorý to opísal ako socializáciu dvoch elektrónov. Neskoršie štúdie umožnili popísať samotný princíp kovalentnej väzby. Slovo kovalentný možno v rámci chémie považovať za schopnosť atómu vytvárať väzby s inými atómami.

Vysvetlime si to na príklade:

Existujú dva atómy s malými rozdielmi v elektronegativite (C a CL, C a H). Spravidla ide o také, ktoré sú čo najbližšie štruktúre elektrónového obalu vzácnych plynov.

Keď sú splnené tieto podmienky, jadrá týchto atómov sú priťahované k spoločnému elektrónovému páru. V tomto prípade sa elektrónové oblaky jednoducho navzájom neprekrývajú, ako v prípade kovalentnej väzby, ktorá zaisťuje spoľahlivé spojenie dvoch atómov vďaka tomu, že hustota elektrónov sa prerozdeľuje a mení sa energia systému, ktorá je spôsobená „vtiahnutím“ jedného atómu elektrónového oblaku druhého do medzijadrového priestoru. Čím rozsiahlejšie je vzájomné prekrytie elektrónových oblakov, tým silnejšie spojenie sa uvažuje.

Odtiaľ, kovalentná väzba- ide o útvar, ktorý vznikol vzájomnou socializáciou dvoch elektrónov patriacich dvom atómom.

Látky s molekulárnou kryštálovou mriežkou vznikajú spravidla kovalentnou väzbou. Charakteristické sú topenie a var pri nízkych teplotách, slabá rozpustnosť vo vode a nízka elektrická vodivosť. Z toho môžeme vyvodiť záver: základom štruktúry prvkov ako germánium, kremík, chlór, vodík je kovalentná väzba.

Vlastnosti charakteristické pre tento typ pripojenia:

1. Sýtosť. Táto vlastnosť sa zvyčajne chápe ako maximálny počet väzieb, ktoré môžu vytvoriť špecifické atómy. Toto číslo je určené celkovým počtom tých orbitálov v atóme, ktoré sa môžu podieľať na tvorbe chemických väzieb. Na druhej strane, valencia atómu môže byť určená počtom orbitálov už použitých na tento účel.
2. Orientácia. Všetky atómy majú tendenciu vytvárať najsilnejšie možné väzby. Najväčšia pevnosť sa dosiahne v prípade zhody priestorovej orientácie elektrónových oblakov dvoch atómov, pretože sa navzájom prekrývajú. Navyše je to práve taká vlastnosť kovalentnej väzby, akou je smerovosť, ktorá ovplyvňuje priestorové usporiadanie molekúl, to znamená, že je zodpovedná za ich „geometrický tvar“.
3. Polarizovateľnosť. Táto pozícia je založená na myšlienke, že existujú dva typy kovalentných väzieb:

• polárne alebo asymetrické. Väzbu tohto typu môžu tvoriť len atómy rôznych typov, t.j. tie, ktorých elektronegativita sa výrazne líši, alebo v prípadoch, keď zdieľaný elektrónový pár nie je symetricky oddelený.
• vzniká medzi atómami, ktorých elektronegativita je takmer rovnaká a rozloženie hustoty elektrónov je rovnomerné.

Okrem toho existujú určité kvantitatívne:

• Energia väzby. Tento parameter charakterizuje polárnu väzbu z hľadiska jej sily. Energia sa chápe ako množstvo tepla, ktoré bolo potrebné na prerušenie väzby dvoch atómov, ako aj množstvo tepla, ktoré sa uvoľnilo pri ich spojení.
• Pod dĺžka väzby a v molekulárnej chémii sa rozumie dĺžka priamky medzi jadrami dvoch atómov. Tento parameter tiež charakterizuje pevnosť väzby.
• Dipólového momentu- hodnota, ktorá charakterizuje polaritu valenčnej väzby.

Kovalentná väzba sa uskutočňuje v dôsledku socializácie elektrónov patriacich obom atómom, ktoré sa zúčastňujú interakcie. Elektronegativity nekovov sú dostatočne veľké na to, aby nedochádzalo k prenosu elektrónov.

Elektróny v prekrývajúcich sa elektrónových orbitáloch sú zdieľané. V tomto prípade nastáva situácia, že sa naplnia vonkajšie elektronické úrovne atómov, čiže sa vytvorí 8- alebo 2-elektrónový vonkajší obal.

Stav, v ktorom je elektrónový obal úplne naplnený, sa vyznačuje najnižšou energiou a teda maximálnou stabilitou.

Existujú dva vzdelávacie mechanizmy:

1. donor-akceptor;
2. výmena.

V prvom prípade jeden z atómov poskytuje svoj elektrónový pár a druhý - voľný elektrónový orbitál.

V druhom prípade jeden elektrón od každého účastníka interakcie prichádza do spoločného páru.

Podľa toho, aký sú typ- atómové alebo molekulárne zlúčeniny s podobným typom väzby sa môžu výrazne líšiť vo fyzikálno-chemických charakteristikách.

molekulárne látky najčastejšie plyny, kvapaliny alebo tuhé látky s nízkou teplotou topenia a varu, nevodivé, s nízkou pevnosťou. Patria sem: vodík (H 2), kyslík (O 2), dusík (N 2), chlór (Cl 2), bróm (Br 2), kosoštvorcová síra (S 8), biely fosfor (P 4) a ďalšie jednoduché látky ; oxid uhličitý (CO 2), oxid siričitý (SO 2), oxid dusnatý V (N 2 O 5), voda (H 2 O), chlorovodík (HCl), fluorovodík (HF), amoniak (NH 3), metán (CH 4), etylalkohol (C 2 H 5 OH), organické polyméry a iné.

Látky atómové existujú vo forme silných kryštálov s vysokou teplotou varu a topenia, sú nerozpustné vo vode a iných rozpúšťadlách, mnohé nevedú elektrický prúd. Príkladom je diamant, ktorý má výnimočnú pevnosť. Je to spôsobené tým, že diamant je kryštál pozostávajúci z atómov uhlíka spojených kovalentnými väzbami. V diamante nie sú žiadne jednotlivé molekuly. Atómovú štruktúru majú aj látky ako grafit, kremík (Si), oxid kremičitý (SiO 2), karbid kremíka (SiC) a iné.

Kovalentné väzby môžu byť nielen jednoduché (ako v molekule chlóru Cl2), ale aj dvojité, ako v molekule kyslíka O2, alebo trojité, ako napríklad v molekule dusíka N2. Trojité majú zároveň viac energie a sú odolnejšie ako dvojité a jednoduché.

Kovalentná väzba môže byť Vzniká medzi dvoma atómami toho istého prvku (nepolárne), ako aj medzi atómami rôznych chemických prvkov (polárne).

Nie je ťažké uviesť vzorec zlúčeniny s kovalentnou polárnou väzbou, ak porovnáme hodnoty elektronegativity, ktoré tvoria molekuly atómov. Neprítomnosť rozdielu v elektronegativite určí nepolaritu. Ak existuje rozdiel, molekula bude polárna.

Neprehliadnite: Mechanizmus vzdelávania, prípadové štúdie.

Kovalentná nepolárna chemická väzba

Typické pre jednoduché látky nekovy. Elektróny patria k atómom rovnako a nedochádza k posunu elektrónovej hustoty.

Príkladmi sú nasledujúce molekuly:

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

Výnimkou sú inertné plyny. Ich vonkajšia energetická hladina je úplne naplnená a tvorba molekúl je pre nich energeticky nevýhodná, a preto existujú vo forme samostatných atómov.

Príkladom látok s nepolárnou kovalentnou väzbou môže byť napríklad PH3. Napriek tomu, že látka pozostáva z rôznych prvkov, hodnoty elektronegativity prvkov sa v skutočnosti nelíšia, čo znamená, že nedôjde k posunu elektrónového páru.

Kovalentná polárna chemická väzba

Pokiaľ ide o kovalentnú polárnu väzbu, existuje veľa príkladov: HCl, H2O, H2S, NH3, CH4, CO2, SO3, CCl4, SiO2, CO.

vytvorené medzi atómami nekovov s rôznou elektronegativitou. V tomto prípade jadro prvku s väčšou elektronegativitou priťahuje spoločné elektróny bližšie k sebe.

Schéma vzniku kovalentnej polárnej väzby

V závislosti od mechanizmu tvorby sa môže stať bežným elektróny jedného alebo oboch atómov.

Obrázok jasne ukazuje interakciu v molekule kyseliny chlorovodíkovej.

Pár elektrónov patrí jednému aj druhému atómu, obom, takže vonkajšie úrovne sú vyplnené. Ale viac elektronegatívneho chlóru priťahuje pár elektrónov o niečo bližšie k sebe (zatiaľ čo zostáva bežné). Rozdiel v elektronegativite nie je dostatočne veľký na to, aby pár elektrónov úplne prešiel k jednému z atómov. Výsledkom je čiastočný záporný náboj pre chlór a čiastočný kladný náboj pre vodík. Molekula HCl je polárna molekula.

Fyzikálne a chemické vlastnosti väzby

Komunikáciu možno charakterizovať nasledujúcimi vlastnosťami: smerovosť, polarita, polarizovateľnosť a sýtosť.

kovalentná väzba(z latinského „s“ spoločne a „vales“ platné) sa uskutočňuje elektrónovým párom patriacim obom atómom. Vzniká medzi atómami nekovov.

Elektronegativita nekovov je pomerne veľká, takže pri chemickej interakcii dvoch atómov nekovov nie je možný úplný prenos elektrónov z jedného na druhý (ako v tomto prípade). V tomto prípade je potrebné vykonať združovanie elektrónov.

Ako príklad poďme diskutovať o interakcii atómov vodíka a chlóru:

H 1s 1 - jeden elektrón

Cl 1s 2 2s 2 2 p6 3 s2 3 p5 - sedem elektrónov vo vonkajšej úrovni

Každému z dvoch atómov chýba jeden elektrón, aby mali úplný vonkajší elektrónový obal. A každý z atómov prideľuje „na bežné použitie“ jeden elektrón. Tým je pravidlo oktetu splnené. Najlepší spôsob, ako to vyjadriť, sú Lewisove vzorce:

Vznik kovalentnej väzby

Zdieľané elektróny teraz patria obom atómom. Atóm vodíka má dva elektróny (vlastný a spoločný elektrón atómu chlóru) a atóm chlóru má osem elektrónov (vlastný plus spoločný elektrón atómu vodíka). Tieto dva zdieľané elektróny tvoria kovalentnú väzbu medzi atómami vodíka a chlóru. Častica, ktorá vznikla spojením dvoch atómov, sa nazýva molekula.

Nepolárna kovalentná väzba

Medzi dvoma môže vzniknúť kovalentná väzba rovnaký atómov. Napríklad:

Tento diagram vysvetľuje, prečo vodík a chlór existujú ako dvojatómové molekuly. Vďaka spárovaniu a socializácii dvoch elektrónov je možné splniť oktetové pravidlo pre oba atómy.

Okrem jednoduchých väzieb sa môže vytvoriť dvojitá alebo trojitá kovalentná väzba, ako napríklad v molekulách kyslíka O2 alebo dusíka N2. Každý atóm dusíka má päť valenčných elektrónov, takže na dokončenie obalu sú potrebné tri ďalšie elektróny. To sa dosiahne zdieľaním troch párov elektrónov, ako je znázornené nižšie:

Kovalentné zlúčeniny sú zvyčajne plyny, kvapaliny alebo relatívne nízkotopiace sa pevné látky. Jednou zo vzácnych výnimiek je diamant, ktorý sa topí nad 3 500 °C. Je to spôsobené štruktúrou diamantu, ktorý je súvislou mriežkou kovalentne viazaných atómov uhlíka, a nie súborom jednotlivých molekúl. V skutočnosti je každý diamantový kryštál, bez ohľadu na jeho veľkosť, jedna obrovská molekula.

Kovalentná väzba vzniká vtedy, keď sa elektróny dvoch nekovových atómov spoja. Výsledná štruktúra sa nazýva molekula.

Polárna kovalentná väzba

Vo väčšine prípadov majú dva kovalentne viazané atómy rôzne elektronegativita a zdieľané elektróny nepatria rovnako k dvom atómom. Väčšinou sú bližšie k jednému atómu ako k druhému. Napríklad v molekule chlorovodíka sú elektróny, ktoré tvoria kovalentnú väzbu, umiestnené bližšie k atómu chlóru, pretože jeho elektronegativita je vyššia ako elektronegativita vodíka. Rozdiel v schopnosti priťahovať elektróny však nie je taký veľký, aby došlo k úplnému prenosu elektrónu z atómu vodíka na atóm chlóru. Preto na väzbu medzi atómami vodíka a chlóru možno nazerať ako na kríženie medzi iónovou väzbou (úplný prenos elektrónov) a nepolárnou kovalentnou väzbou (symetrické usporiadanie páru elektrónov medzi dvoma atómami). Čiastočný náboj na atómoch sa označuje gréckym písmenom δ. Takéto spojenie je tzv polárny kovalentný a molekula chlorovodíka je polárna, to znamená, že má kladne nabitý koniec (atóm vodíka) a záporne nabitý koniec (atóm chlóru).

V tabuľke nižšie sú uvedené hlavné typy väzieb a príklady látok:

Mechanizmus výmeny a donor-akceptor tvorby kovalentnej väzby

1) Výmenný mechanizmus. Každý atóm prispieva jedným nepárovým elektrónom k ​​spoločnému elektrónovému páru.

2) Donor-akceptorový mechanizmus. Jeden atóm (donor) poskytuje elektrónový pár a ďalší atóm (akceptor) poskytuje tomuto páru prázdny orbitál.