Az atomok közös elektronpár kialakításával is elérhetik a nemesgázszerkezetet, a közös elektronpárral létrejövő kötést kovalens kötésnek nevezzük. A kötő elektronpár csak ellentétes spinű elektronokból jöhet létre.
Kovalens kötés kialakulásakor a vegyértékelektronok az atompályákról molekulapályára kerülnek. A molekulapálya az a térrész, ahol a kötő elektronpár 90 %-os valószínűséggel megtalálható.
A kötésben részt nem vevő elektronpárokat nemkötő elektronpároknak nevezzük.
Molekulának nevezzük az olyan semleges részecskéket, melyek két vagy több atomból kovalens kötéssel képződnek. A molekulák összetételét képlettel adjuk meg. A molekulát alkotó atomok vegyjelét egymás mellé írjuk, a vegyjel utáni alsó indexbe írt szám azt jelöli, hogy hány atom van belőle a molekulában. Az egy atomot számmal külön nem jelöljük, csak a vegyjellel. A molekulaképletet összegképletnek (vagy tapasztalati képletnek) is nevezzük.
A molekulaképlet megadása gyakran nem elegendő, mert többféle szerkezeti elrendeződésben kapcsolódhatnak össze az adott atomok. Így például a C6H12O6 a szőlőcukor (glükóz) és a gyümölcscukor (fruktóz) összetételét is leírja.
A szerkezeti képlet az atomok egymással való kapcsolódását is megmutatja.
A relatív molekulatömeg megmutatja, hogy az adott molekula hányszor nagyobb tömegű a 12C izotóp tömegének 1/12-ed részénél. Jele: Mr, mértékegysége nincs. Értéke a relatív atomtömegből számítható ki.
Kovalens kötést képezhet 1, 2 vagy 3 elektronpár, eszerint a kötés lehet egyszeres, kétszeres vagy háromszoros. (A klóratom külső elektronhéján 7 elektron van, így ha két klóratom között kialakul 1 kötő elektronpár, akkor ezzel mindketten elérik a nemesgázszerkezetet. Oxigénből kétszeres kovalens kötéssel jön létre molekula, mivel közös elektronpár szükséges a neonatom elektronszerkezetének eléréséhez. Háromszoros kötés alakul ki nitrogénatomok között, mivel csak 5 elektronjuk van, ezért 3 közös elektronpárral tudnak stabilis molekulát kialakítani.)
Az első kovalens kötés mindig szigma-kötés, ilyenkor az elektronsűrűség a kötés tengelye mentén a legnagyobb. A második és harmadik elektronpárnak már nincs ebben a térrészben helye, ők π-kötést hoznak létre, amely a kötés tengelyére merőleges síkban alakul ki.
Többszörös kovalens kötés kialakulásának feltétele a kis atomsugár és a nagy elektronegativitás. Ez a szén-, nitrogén- és oxigénatomokra jellemző, a nagyobb méretű, kisebb elektronegativitású atomok inkább egyszeres kovalens kötést létesítenek. (A foszfor például négyatomos molekulát képez, amelyben egyszeres kötések vannak, pedig neki is 5 vegyértékelektronja van, mint a nitrogénnek.)
Az egy atomhoz tartozó kovalens kötések számát kovalens vegyértéknek nevezzük.
Bizonyos esetekben a kovalens kötés úgy jön létre, hogy az egyik atom adja mindkét kötő elektront, az ilyen kötést datív kötésnek nevezzük. Ilyen jön létre például a szén-monoxid (CO) molekulában is harmadik kötésként, melynek elektronpárja kizárólag az oxigénatomtól származik. „Normális esetben” amikor a két elektron külön-külön atomtól származik, a kötést kolligációs kötésnek nevezzük.
A kovalens kötés speciális esete a delokalizált kötés, amelyben a kötést létesítő elektronpár kettőnél több atomtörzs vonzása alatt áll. Például a benzolmolekula hat szénatomjának hat elektronjából három delokalizált π-kötést képez, de a karbonátionban kialakult π-kötés is ilyen.
Kötéspolaritás:
Ha az elektronegativitások különbsége 0, akkor nincs töltéseltolódás, tehát a kötés apoláris. Ha az elektronegativitások különbsége nem 0, akkor az egyikük jobban vonzza az elektronokat, van eltolódás, tehát a kötés poláris.
A kovalens kötést jellemzi a kötési energia. Egy mol molekulában két adott atom közötti kötés felszakításához szükséges energiát kötési energiának nevezzük. Jele: Ek, mértékegysége kJ/mol. Értéke megegyezik a kötés létrejöttekor felszabaduló energiával, de előjele ellentétes.
A kötést létesítő atomok atommagjai közötti távolság a kötéstávolság (vagy kötéshossz). Értéke függ a kapcsolódó atomok méretétől: nagyobb méretű atomok esetében nagyobb a kötéstávolság, ugyanakkor kisebb a kötési energia.
Pl.: egyre növekvő méretű halogénelemek alkotta molekuláknál, hidrogénvegyületeikkel:
| F2 | – | 142 pm | HF | – | 92 pm |
| Cl2 | – | 199 pm | HCl | – | 128 pm |
| Br2 | – | 229 pm | HBr | – | 141 pm |
| I2 | – | 267 pm | HI | – | 160 pm |
(Minél nagyobb halogénelemek alkotnak egymással molekulát, annál nagyobb lesz a kötéstávolság. A hidrogénatom viszont jóval kisebb, mint bármely halogén, ezért adott halogén hidrogénnel alkotott vegyülete ugyanazon halogénmolekulához képest kisebb kötéstávolságú!)
Ha azonos atomok kapcsolódnak kétszeres, illetve háromszoros kötéssel, akkor a kötéstávolság kisebb, mint az egyszeres kötésre jellemző érték, a kötési energia pedig nagyobb. Jól szemléltetik ezt a változást az etán-, az etén- és az etinmolekulában a szénatomok közötti kötési energia és kötéstávolság adatok.
| etán | etén | etin |
| 154 pm | 134 pm | 120 pm |
| 348 KJ/mol | 612 KJ/mol | 812 KJ/mol |
A kapcsolódó atomok kötései által bezárt szöget kötésszögnek nevezzük.
A molekulában azt az atomot, amelyhez több másik kapcsolódik, központi atomnak, a kapcsolódó atomokat vagy atomcsoportokat ligandumoknak nevezzük. A ligandumok elrendeződését a vonzó és taszító hatások alakítják ki. A térszerkezetet mindenekelőtt a
központi atomhoz tartozó kötő és nemkötő elektronpárok száma határozza meg, de a ligandumok száma is fontos.
Ha a központi atomhoz egyszeres és kettős kötés is kapcsolódik, a molekula térszerkezete torzulhat, mert a kettős kötés két elektronpárja erősebben taszítja az egyszeres kötéseket, így például a formaldehid molekula (CH2O) kötésszöge a várt 120° helyett csak 109°.
A központi atom nemkötő elektronpárjának nagyobb a térigénye, mint a kötő pároknak, mivel csak egy atommag vonzása alatt áll. Ez is a szabályos szerkezet torzulását idézi elő. A kötésszögeket a központi atom mérete is befolyásolja.
Szabályos térszerkezetű molekulák:
(A térszerkezetet a σ kötések határozzák meg.)
Lineáris:
- kötésszög 180°
- kötő elektronpárok száma 2
- pl.: BeCl2, CO2 (4 elektronpár!)
Síkháromszög:
- kötésszög 120°
- kötő elektronpárok száma 3
- pl.: BF3, SO3 (6 elektronpár!)
Tetraéder:
- kötésszög 109,5°
- kötő elektronpárok száma 4
- pl.: CH4
Trigonális bipiramis:
- kötésszög 90° és 120°
- kötő elektronpárok száma 5
- pl.: PCl5
Oktaéder:
- kötésszög 90°
Szabályos térszerkezetet módosító nemkötő elektronpárok:
V-alakú:
- kötésszög <105° (<109,5°)
- kötő elektronpárok száma 2
- nemkötő elektronpárok száma 2
- pl.: H2S, H2O
Háromszög alapú piramis:
- kötésszög <107° (<109,5°)
- kötő elektronpárok száma 3
- nemkötő elektronpárok száma 1
- pl.: NBr3, NH3
SO2 esetében a kötésszög kisebb, mint 120°, 4 kötő és 1 nemkötő elektronpárt találunk.
Többféle ligandum esetén a polaritást az egyes kötésekre külön-külön kell megállapítani (pl.:
CHCl3; CH2O; HCN).
A molekulák egy részére jellemző a delokalizált elektronok jelenléte. Fontosak például a fotoszintetikus pigmenteknél, ahol a delokalizált π-elektornrendszer képes gerjesztett állapotba kerülni a konjugált kettős kötésekben, ez biztosítja a foton által közölt energia továbbítását.
A delokalizált elektronok jellemzőek a következő csoportokra:
- Konjugált diének (pl.: buta-1,3-dién, izoprén)
- Konjugált poliének (pl.: ß-karotin, likopin, kaucsuk)
- Aromás szénhidrogének (pl.: benzol, benzolhomológok [toluol, xilol, stb.], naftalin)
- Aromás heterociklusos vegyületek (pl.: piridin, pirimidin, pirrol, imidazol, purin)
Molekulákból összetett ionok is képződhetnek, például sav-bázis reakciókban keletkeznek. + vagy – töltésűek, delokalizáció is előfordulhat. Komplex ionok fémionok molekulákkal vagy anionokkal történő összekapcsolódásakor jöhetnek létre.
Polaritás:
Kötéspolaritás:
Ha az elektronegativitások különbsége 0, akkor nincs töltéseltolódás, tehát a kötés apoláris. Ha az elektronegativitások különbsége nem 0, akkor az egyikük jobban vonzza az elektronokat, van eltolódás, tehát a kötés poláris.
Molekula polaritása:
Ha a kötés apoláris, akkor a molekula is apoláris!
Ha a kötés poláris, de a molekula szimmetrikus, akkor apoláris.
Ha a kötés poláris, de a molekula nem szimmetrikus, akkor dipólus.
Azonos atomok összekapcsolódásával mindig apoláris molekula jön létre.